KESETIMBANGAN FASA
Kesetimbangan fasa adalah suatu keadaan dimana suatu zat memiliki komposisi yang pasti pada kedua fasanya pada suhu dan tekanan tertentu, biasanya pada fasa cair dan uapnya. Bagian sesuatu yang menjadi pusat perhatian dan dipelajari disebut sebagai sistem. Suatu sistem heterogen terdiri dari berbagai bagian yang homogen yang saling bersentuhan dengan batas yang jelas. Bagian homogen ini disebut sebagai fasa dapat dipisahkan secara mekanik.
Tekanan dan temperatur menentukan keadaan suatu materi kesetimbangan fasa dari materi yang sama. Kesetimbangan fasa dari suatu sistem harus memenuhi syarat
berikut :
a. Sistem mempunyai lebih dari satu fasa meskipun materinya sama
b. Terjadi perpindahan reversibel spesi kimia dari satu fasa ke fasa lain
c. Seluruh bagian sistem mempunyai tekanan dan temperatur sama
Kesetimbangan fasa dikelompokan menurut jumlah komponen penyusunnya yaitu sistem satu komponen, dua komponen dan tiga komponen Pemahaman mengenai perilaku fasa berkembang dengan adanya aturan fasa Gibbs. Sedangkan persamaan Clausius dan persamaan Clausius Clayperon menghubungkan perubahan tekanan kesetimbangan dan perubahan suhu pada sistem satu komponen. Adanya penyimpangan dari sistem dua komponen cair- cair ideal konsep sifat koligatif larutan dapat dijelaskan.
ISTILAH DALAM KESETIMABANGAN FASA
a. Fasa
Fasa adalah bagian yang serba sama dari suatu sisitem, yang dapat dipisahkan secara mekanik , serbasama dalam hal komposisi kimia dan sifat-sifat fisika. Dalam fasa uap kerapatannya serbasama disemua bagian dalam uap tersebut. Dalam fasa cair kerapatannya serbasama disemua bagian dalam cair tersebut, tetapi nilai kerapatannya berbeda dengan di fasa uap. Contoh nya air yang berisi pecahan-pecahan es merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua fasa yang berwujud padat (es) dan fasa yang berwujud cair (air).
Sistem yang hanya terdiri atas campuran wujud gas saja hanya ada satu fasa pada kesetimbangan sebab gas selalu bercampur secara homogen. Dalam sistem yang hanya terdiri atas wujud cairan-cairan pada kesetimbangan bisa terdapat satu fasa atau lebih tergantung pada kelarutannya.atau Fasa dapat didefinisikan sebagai setiap bagian sistem yang :
a. homogen dan dipisahkan oleh batas yang jelas
b. sifat fisik dan sifat kimia berbeda dari bagian sistem lain
c. dapat dipisahkan secara mekanik dari bagian lain sistem itu
b. Kesetimbangan
Kesetimbangan memberikan pengertian bahwa suatu keadaan dimana tidak terjadi perubahan sifat makroskopis dari sitstem terhadap waktu. Semakin dekat keadaan sistem dengan titik kesetimbanga, maka semakin kecil gaya penggerak proses, semakin kecil pula laju proses dam akhirnya sama dengan nol bila titik kesetimbangan telah tercapai.
Seperti kesetimbangan pada umumnya, kesetimbangan uap-cair dapat ditentukan ketika ada variabel yang tetap (konstan) pada suatu waktu tertentu. Saat kesetimbangan ini, kecepatan antara molekul-molekul campuran yang membentuk fase uap sama dengan kecepatan molekul-molekulnya membentuk cairan kembali.
KEADAAN SETIMBANG
Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik. Jika kecepatan reaksi ke kanan = kecepatan reaksi ke kiri, maka reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang dan untuk menyatakannya digunakan 2 arah anak panah yang berlawanan arah ( <=====> ).
Suatu reaksi yang dapat berlangsung dua arah yaitu ke arah produk dan ke arah pereaksi disebut reaksi kesetimbangan ( reaksi reversible ) sedangkan reaksi yang berlangsung searah saja ( menghasilkan produk ) disebut reaksi berkesudahan ( reaksi irreversible ).
Contoh reaksi reversible
N2 (g) + 3H2 (g) <=========> 2NH3(g)
Suatu reaksi dikatakan berada pada kesetimbangan apabila pada reaksi diatas laju pembentukan 2 molekul NH3 sama cepatnya dengan pembentukan 3 molekul H2 dan 1 molekul N2. Sehingga pada keadaan kesetimbangan jumlah partikel masing-masing zat yang bereaksi dalam satu satuan waktu adalah sama dengan jumlah yang terbentuk kembali ( kesetimbangan dinamis ).
PERGESERAN KESETIMBANGAN
Berdasarkan hasil pengamatan, suatu kesetimbangan dapat dipengaruhi oleh beberapa faktor dari luar.
Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan
kesetimbangan dapat dipengaruhi oleh konsentrasi, volume, tekanan dan temperatur.
Contoh : N2O4 (g) <===========> 2NO2(g)
N2O4 adalah gas yang tidak berwarna, sedangkan gas NO2 berwarna merah coklat. Jika pada sistem kesetimbangan tersebut diberikan tekanan dari luar, kemudian diamati maka warna merah coklat pada sistem itu semakin lama semakin memudar. Hal itu berarti gas NO2 dalam sistem berkurang atau kesetimbangan bergeser dari kanan ke kiri.
2. Azas Le Chatelier
Menurut Henri-Louis Le Chatelier Jika pada suatu system kesetimbangan diberikan suatu aksi , maka sistem akan mengadakan reaksi sehingga pengaruh aksi menjadi sekecil-kecilnya.
a. Pengaruh perubahan konsentrasi
Pada suatu sistem kesetimbangan, jika konsentrasi salah satu zat ditambah maka kesetimbangan akan bergeser dari arah zat yang konsentrasinya ditambah. Sebaliknya jika konsentrasi salahsatu zat dikurangi maka kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang konsentrasinya dikurangi. Contoh : Pada reaksi 1 apabila ditambahkan sejumlah tertentu gas N2 maka konsentrasi gas N2 akan bertambah. Menurut asas Le Chartier system akan berubah sedemikian rupa sehingga pertambahan konsentrasi N2 menjadi sekecil mungkin. Hal ini terjadi jika sebagian gas N2 dan H2 diubah menjadi gas NH3. Jadi reaksi bergeser ke arah pembentukan gas NH3. Sebaliknya jika pada system tersebut konsentrasi gas N2 kita kurangi, maka system akan berubah sedemikian rupa hingga konsentrasi N2 bertambah atau reaksi bergeser ke arah pembentukan gas N2.
Perubahan konsentrasi diatas dapat disimpulkan :
Jika konsentrasi zat diperbesar maka kesetimbangan bergeser dari arah zat tersebut dan jika konsentrasi zat diperkecil maka kesetimbangan bergeser ke arah zat tersebut.
b. Pengaruh perubahan volume
Pada suatu sistem kesetimbangan, jika volume diperbesar maka konsentrasi setiap zat dalam sistem itu akan berkurang. Sehingga sistem akan berkurang. Hal ini maka sistem akan mengadakan reaksi dengan menggeser kesetimbangan ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih besar.
Hal diatas dapat disimpulkan :
Jika volume diperbesar maka kesetimbangan bergeser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih besar dan jika volume diprkecil maka kesetimbangan bergeser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih kecil.
c. Pengaruh perubahan tekanan
Pada suatu sistem kesetimbangan, jika tekanan diperbesar maka volume menjadi lebih kecil. Dengan demikian konsentrasi setiap zat pada kesetimbangan itu akan bertambah. Hal ini akan mengakibatkan kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih kecil.
Contoh :
Ke dalam alat suntik dimasukkan gas N2O4 sehingga terjadi kesetimbangan :
N2O4 (g) <===========> 2NO2(g)
Tekanan diperbesar dengan cara menekan alat suntik ke dalam. Ternyata gas NO2 berkurang. Hal ini terjadi karena jumlah koefisien NO2 lebih besar, sehingga kesetimbangan bergeser ke kiri atau ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih kecil.
Kesimpulan dari perubahan tekanan:
Jika tekanan diperbesar maka kesetimbangan bergerser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih keci dan jika tekanan diperkecil maka kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih besar.
d. Pengaruh perubahan temperatur
Reaksi pembentukan amoniak adalah reaksi eksotermis yaitu reaksi disertai pelepasan energi (kalor)yaitu :
N2(g)+3H2 (g) <=========> 2NH3(g) ΔH = -92 kJ
Sedang pada reaksi penguraian amoniak merupakan reaksi endotermis yaitu reaksi yang memerlukan tambahan energi ( kalor ):
2NH3(g) <==========> N2 (g) + 3H2 (g) ΔH = +92 kJ
Jika pada reaksi pembentukan amoniak dilakukan dengan penambahan kalor, system akan berubah mengurangi kalor yaitu sebagian amoniak akan terurai dan energi akan disimpan dalam N2 dan H2. Jadi jika suhu dinaikkan kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endotermis, sebaliknya apabila dilakukan penurunan suhu mengakibatkan pergeseran kesetimbangan ke arah reaksi eksotermis.
Pengaruh perubahan temperatur dapat disimpulkan sebagai berikut
Jika temperatur dinaikkan maka kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endoterm dan jika temperatur diturunkan maka kesetimbangan bergeser ke arah reaksi eksoterm.
e. Pengaruh katalis
Pengaruh penambahan katalis hanya untuk mempercepat tercapainya kesetimbangan, dan tidak merubah pergeseran arah reaksi
Sebagai gambaran misalnya :
A + B <===> C
Sebagaimana kita ketahui, suatu katalis mempercepat reaaksi dengan cara menurunkan energi aktivasi (energi pengaktivan). Dari diagram diatas dapat kita lihat kehadirannya akan menurunkan energi ktivasi ke kanan maupun ke kiri. Hal ini berarti bahwa baik reaksi maju maupun reaksi balik sama-sama dipercepat oleh katalis, sehingga kedua-duanya memperoleh laju yang sama besar. Jadi suatu katalis berfungsi mempercepat tercapainya kesetimbanganc. Komponen
Jumlah komponen dalam suatu sistem merupakan jumlah minimum dari spesi yang secara kimia independen yang diperlukan untuk menyatakan komposisi setiap fasa dalam sistem tersebut. Cara praktis untuk menentukan jumlah komponen adalah dengan menentukan jumlah total spesi kimia dalam system dikurangi dengan jumlah-jumlah reaksi kesetimbangan yang berbeda yang dapat terjadi antara zat-zat yang ada dalam sistem tersebut. Contoh:
CaCO3 ↔CaO + CO2
komponen reaksi diatas dapat dihitung dengan menggunakan rumus
C = S – R = 3 – 1 = 2
d. Derajat Kebebasan
Dalam membicarakan kesetimbangan fasa, kita tidak akan meninjau variabel ekstensif yang bergantung pada massa dari setiap fasa tetapi meninjau variabel-variabel intensif seperti suhu, tekanan, dan komposisi (fraksi mol). Jumlah variabel intensif independen yang diperlukan untuk menyatakan keadaan suatu system disebut derajat kebebasan dari sistem tersebut
Sistem satu-komponen
Jika liquid dan uap murni, maka keadaan kesetimbangan antar 2 fase dijelaskan oleh persamaan:
;
; and
dengan dan adalah tekanan liquid dan uap, dan adalah suhu liquid dan uap, dan dan adalah energi bebas Gibbs molar liquid dan uap.[2] Temperatur, tekanan, dan energi bebas Gibbs liquid dan uap nilainya sama untuk komponen murni dalam kesetimbangan.
Kondisi kesetimbangan uap-cair juga dapat menggunakan konsep fugasitas. Kesetimbangan dapat dijelaskan melalui persamaan berikut:
dengan dan adalah fugasitas liquid dan uap, pada suhu Ts dan tekanan Ps sistem
Untuk sistem satu komponen, seperti air murni,
υ = 3 – P
Karena fasa tidak mungkin = 0, maka derajad kebebasan masimum adalah 2 artinya sistem 1 komponen paling banyak memiliki 2 variabel intensif untuk menyatakan keadaan sistem yaitu P (tekanan) dan T (suhu). Diagram fasa adalah diagram yang menggambarkan keadaan sistem (komponen dan fasa) yang dinyatakan dalam 2 dimensi. Dalam diagram ini tergambar sifat- sifat zat seperti titik didih, titik leleh, titik tripel. Sebagai contoh adalah diagram fasa 1 komponen adalah diagram fasa air.
Jika hanya ada satu fasa, υ = 2 dan P dan T dapat diubah-ubah dengan bebas. Dengan kata lain, fasa tunggal diggambarkan dengan daerah pada diagram fasa. Jika dua fasa ada dalam kesetimbangan, υ = 1, yang berarti tekanan bukanlah variabel bebas jika kita sudah menentukan temperaturnya. Jadi, kesetimbangan dua fasa diggambarkan dengan garis di dalam diagram fasa. Daripada memilih temperatur, kita dapat memilih tekanan, tetapi dengan pemilihan itu, kedua fasa mencapai kesetimbangan pada temperatur tertentu. Oleh karena itu, pembekuan (atau transisi fasa yang lain) terjadi pada temperatur tertentu pada tekanan tertentu.
Jika ketiga fasa ada dalam kesetimbangan, υ = 0. Kondisi invarian yang khusus ini hanya dapat terjadi pada temperatur dan tekanan tertentu. Oleh karena itu, kesetimbangan tiga fasa itu digambarkan dengan satu titik, yaitu titik tripel, pada diagram fasa. Empat fasa tidak dapat berada pada kesetimbangan dalam sistem satu-komponen karena υ tidak dapat negatif.
Segi-segi ini digambarkan dengan diagram fasa air seperti terlihat dalam gambar di atas. Kejadian-kejadian yang berlangsung ketika sampel pada a didinginkan pada tekanan tetap. Seluruh sampel tetap berupa gas sampai temperaur mencapai b, ketika muncul cairan. Sekarang, kedua fasa dalam kesetimbangan dan υ = 1. Karena kita memutuskan untuk menentukan tekanan, sehingga kita kehilangan satu-satunya derajat kebebasan, temperatur dimana kesetimbangan ini terjadi, di luar kendali kita. Penurunan temperatur membawa sistem ke c dalam daerah cairan satu-fasa. Sekarang, temperatur dapat diubah-ubah di sekitar titik c sesuai dengan keinginkan kita, dan baru ketika es muncul di d, varian menjadi 1 lagi. Diagram di atas menggambarkan hubungan antara tekanan dan suhu pada sistem 1 komponen air. Titik tripel memperlihatkan suhu dimana air mempunyai 3 fasa yaitu padat, cair dan gas.
Sistem Dua Komponen Cair-Cair
Dua cairan dikatakan misibel sebagian jika A larut dalam jumlah yang terbatas, dan demikian pula dengan B, larut dalam A dalam jumlah yang terbatas. Bentuk yang paling umum dari diagram fasa T-X cair-cair pada tekanan tetap, biasanya 1 atm (seperti gambar diatas). Diagram diatas dapat diperoleh secara eksperimen dengan menambahkan suatu zat cair ke dalam cairan murni lain pada tekanan tertentu dengan variasi suhu.
Cairan B murni yang secara bertahap ditambahkan sedikit demi sedikit cairan A pada suhu tetap (T1). Sistem dimulai dari titik C (murni zat B) dan bergerak kea rah kanan secara horizontal sesuai dengan penambahan zat A. Dari titik C ke titik D diperoleh satu fasa (artinya A yang ditambahkan larut dalam B). Di titik D diperoleh kelarutan maksimum cairan A dalam cairan B pada suhu T1.
Penambahan A selanjutnya akan menghasilkan sistem dua fasa (dua lapisan), yaitu lapisan pertama (L1) larutan jenuh A dalam B dengan komposisi XA,1 dan lapisan kedua (L2) larutan jenuh B dalam A dengan komposisi XA,2. Kedua lapisan ini disebut sebagai lapisan konyugat ( terdapat bersama-sama di daerah antara D dan F). Komposisi keseluruhan ada diantara titik D dan F. Di titik E komposisi keseluruhan adalah XA,3. Jumlah relatif kedua fasa dalam kesetimbangan ditentukan dengan aturan lever. Di titik E lapisan pertama lebih banyak dari lapisan kedua. Penambahan A selanjutnya akan mengubah komposisi keseluruhan semakain ke kanan, sementara komposisi kedua lapisan akan tetap XA,1 dan XA,2.
Perbedaan yang terjadi akibat penambahan A secara terus menerus terletak pada jumlah relative lapisan pertama dan kedua. Semakin ke kanan jumlah relative lapisan pertama akan berkurang sedangkan lapisan kedua akan bertambah. Di titik F cairan A yang ditambahkan cukup untuk melarutkan semua B dalam A membentuk larutan jenuh B dalam A. Dengan demikian sistem di F menjadi satu fasa. Dari F ke G, penambahan A hanya merupakan pengenceran larutan B dalam A. Untuk mencapai titik G di perlukan penambahan jumlah A yang tak terhingga banyaknya atau dengan melakukan percobaan mulai dari zat A murni yang kemudian di tambah zat B sedikit demi sedikit sampai di capai titik F dan seterusnya.
Jika percobaan dilakukan pada suhu tinggi akan di peroleh batas kelarutan yang berbeda. Semakin tinggi suhu, kelarytan masing-masing komponen satu sama lain meningkat, sehingga daerah fasa semakin menyempit. Kurva kelarutan pada akhirnya bertemu disuatu titik pada suhu konsolut atas, atau disebut juga suhu kelarutan kritis (Tc). Di atas titik Tc cairan saling melarut sempurna dalam berbagai komposisi.
Sistem Tiga Komponen
Sistem terner merupakan sistem tiga komponen yang membentuk sepasang zat cair yang bercampur sebagian. Maksudnya larutan 1 dan larutan 2 membentuk dua fasa tetapi ketiga ditambahkan larutan 3 maka larutan 3 ini akan terdistribusi sebagian dilarutan 1 dan sebagian lagi dilarutan 2 sehingga terbentuklah 1 fasa. Ketiga jenis larutan yang digunakan yakni kloroform bersifat nonpolar, air bersifat polar dan asam asetat bersifat semipolar.
Kloroform yang digunakan dalam percobaan kali ini dibuat bervariasi volumenya yakni 3 L, 4 mL, 5 mL, 6 mL, dan 7 mL. Hal ini dilakukan untuk mengamati besarnya pengaruh kloroform terhadap banyaknya volume CH3COOH glasial yang dibutuhkan terbentuk dua fasa. Hal ini disebabkan karena adanya perbedaan kepolaran yakni kloroform bersifat nonpolar sedangkan air bersifat polar. Selain itu karena massa jenis CHCl3 = 1,48 g/mL sedangkan air sebesar 0,998 g/mL, maka pada percobaan ini diperoleh lapisan kloroform berada dilapisan bawah sedangkan air di lapisan atas karena ρ kloroform > ρ air.
Campuran air dan kloroformselanjutnya dititrasi dengan asam asetat glasial dan membentuk satu fasa. Hal ini disebabkan CH3COOH glasial bersifat semipolar sehingga dapat larut sebagian dalam air dan sebagiannya lagi dalam kloroform. Disinilah penerapan dari sistem tiga komponen sistem terner yang bercampur sebagian.
Berdasarkan hasil percobaan diperoleh banyaknya volume CH3COOH yang dibutuhkan untuk menitrasi campuran air-kloroform berturut-turut adalah 7,13 mL; 8,43 mL; 11,60 mL; 11,33 mL dan 12,53 mL.hasil ini tidak sesuai dengan teori karena volume CH3COOH yang dibutuhkan saat penambahan 6 mL kloroform mengalami penurunan. Padahal menurut teori, semakin banyak volume kloroform yang digunakan maka semakin banyak pula volume CH3COOH glasial yang dibutuhkan untuk membentuk satu fasa. Hal ini dikarenakan kurang ketelitian saat mengamati telah terbentuk satu fasa atau belum.
Berdasarkan grafik diketahui bahwa asam asetat lebih suka bercampur dengan air dibandingkan kloroform. Hal ini terlihat pada grafik yang lebih condong ke arah kanan atau ke air. Hal ini terjadi karena bertambahnya kelarutan kloroform dalam air lebih cepat dibandingkan kelarutan air dalam kloroform. Selain itu asam asetat lebih suka ke air karena massa jenis asam asetat lebih dekat dengan ρ H2O yaitu 1,047 g/mL dan 0,998 g/mL. Hasil ini telah sesuai dengan teori bahwa asam asetat lebih suka pada air dibandingkan kloroform karena bertambahnya kelarutan kloroform dalam air lebih cepat dibandingkan kelarutan air dalam kloroform. Berdasarkan grafik, diperoleh terdapat plat ploint di bawah kurva yakni saat volume kloroform 6 mL. Hal ini menandakan bahwa volume CH3COOH yang dibutuhkan untuk menitrasi campuran air-kloroform masih kurang.
d. KESEIMBANGAN
Pada perhitungan stage wise contact konsep keseimbangan memegang peran penting selain neraca massa dan neraca panas. Konsep rate processes tidak diperhatikan pada alat kontak jenis ini karena dianggap kontak pada alat ini berlangsung dengan baik sehingga arus-arus yang keluar dari stage dalam keadaan keseimbangan. Oleh karena itu pada awal pembahasan stage wise contact perlu diulangi atau diingat kembali dasar-dasar keseimbangan yang sudah dipelajari pada matakuliah-matakuliah sebelumnya (Termodinamika dan Kimia fisika).
Perubahan suhu (T), tekanan (P), konsentrasi (C), dan entalpi (H) selama proses pemisahan dapat dianalisa berdasarkan konsep kesetimbangan termodinamik. Korelasi fase menurut kaidah fase Gibbs:
F=C – P + 2 …………………………………………………….(1)
dengan:
F = variabel intensif/bebas
C = jumlah spesies atau komponen dalam sistem
P = jumlah fase dalam sistem
Kesetimbangan, cair (air) → uap air
C = 1,P = 2 (cair dan uap), maka F = 1
Hanya satu variabel dapat diubah bebas, jika dipilih tekanan tertentu maka suhu keseimbangan akan tertentu atau sebaliknya, jika dipilih suhu tertentu maka tekanan keseimbangan akan tertentu.
Campuran biner (Metanol — air) dalam kesetimbangan uap — cair
C = 2 (metanol = 1; air = 1), P = 2 (cair dan uap), maka F = 2
Jadi untuk komposisi (konsentrasi) dan tekanan keseimbangan tertentu, maka suhu keseimbangan akan tertentu pula. Untuk komposisi (konsentrasi) dan suhu keseimbangan tertentu, maka tekanan keseimbangan akan tertentu pula. Jika dipilih suhu dan tekanan keseimbangan tertentu, maka konsentrasi keseimbangan akan tertentu pula.
Keseimbangan Uap — Cair
Teori dasar keseimbangan fasa menyatakan bahwa bila sistem dalam keadaan seimbang, maka akan berlaku:
dengan fugasitas komponen ’i’ pada fasa cair sama dengan fugasitas komponen ‘i’ pada fasa gas.
Persamaan (2) dapat juga dituliskan sebagai:
dengan:
γi= koefisien aktivitas komponen ‘i’ di fasa cair
Xi= fraksi mole ‘i’ di fasa cair
F°i= fugasitas komponen ‘i’ murni pada keadaan standar
∅i = koefisien fugasitas komponen ‘i’ di fasa uap
yi = fraksi mole ‘i’ di fasa uap
Jika tekanan uap murni komponen ‘i’ rendah dan Pt 1 atm, maka dapat diganti Untuk ini persamaan (3) dapat dituliskan menjadi:
Nilai yang menyatakan sifat ketidak-idealan sistem perlu diketahui, yang dapat dilakukan dengan:
a. Melihat data pendekatan dari berbagai pustaka, untuk keadaan-keadaan tertentu.
b. Melakukan pendekatan dengan berbagai model:
Two-Suffix Margules
Van Laar
Wilson’s, dan lain-lain
e. Perhitungan kesetimbangan :
Tetapan Kesetimbangan
Tetapan kesetimbangan (K) merupakan konstanta (angka/nilai tetap) perbandingan zat ruas kanan dengan ruas kiri pada suatu reaksi kesetimbangan. Tiap reaksi memiliki nilai K yang khas, yang hanya berubah dengan pengaruh suhu.
Ada dua macam tetapan kesetimbangan, yaitu: KC dan KP.
Perbedaannya:
- KC diukur berdasarkan konsentrasi molar zat-zat yang terlibat.
- KP diukur berdasarkan tekanan parsial gas-gas yang terlibat (khusus fasa gas).
Ada beberapa simbol lain untuk KC, sesuai jenis reaksi kesetimbangannya, seperti:
- Ka, untuk reaksi kesetimbangan asam lemah
- Kb, untuk reaksi kesetimbangan basa lemah
- Kw, untuk reaksi kesetimbangan air (water) dan
- Kh, untuk reaksi kesetimbangan hidrolisis
Meskipun berbeda simbol/nama, perhitungannya sama dengan KC.
Reaksi kimia, seperti pembentukan hydrogen iodide dari hydrogen dan iodine dalam fase gas,
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI
Pada umumnya bersifat reversible, dan ketika kecepatan dari reaksi kedepan dan kebelakang sama, konsentrasi dari reaktan dan produk tetap konstan seiring berjalannya waktu. Kita akan mengatakan reaksi tersebut telah mencapai keadaan kesetimbangan.
Dalam eksperimen ditemukan bahwa reaksi selesai ketika kesetimbangan telah dicapai sangat bervariasi. Dalam beberapa kasus konsentrasi produk jauh lebih besar dibandingkan dengan konsentrasi reaktan, dalam kasus lain yang terjadi adalah kebalikannya.Konsentrasi kesetimbangan mencerminkan kecenderungan intrinsic atom untuk hadir sebagai molekul-molekul reaktan atau produk. Meskipun sejumlah konsentrasi yang memenuhi kondisi kesetimbangan tersebut bisa menjadi begitu besar, hanya ada satu rumus umum pada suhu tertentu suatu reaksi pada saat kesetimbangan. Untuk reaksi umum dalam larutan berair.
A(aq) + B(aq) ↔ C(aq) + D(aq)
Rumus ini adalah:
K = [C]e[D]e
[A]e[B]e
Rumus tetapan kesetimbangan (KC)
Rumus tetapan kesetimbangan KC secara garis besar merupakan perbandingan (hasil bagi) antara konsentrasi molar ([ ]) zat-zat ruas kanan dengan konsentrasi molar zat ruas kiri yang dipangkatkan dengan koefisiennya.
Karena fasa padat (s) dan cair (l) tidak memiliki konsentrasi, maka kedua fasa ini tidak dilibatkan dalam rumus tetapan kesetimbangan KC (diberi nilai=1).
Perlu diingat:
tanda kurung siku ([ ]) merupakan simbol untuk konsentrasi molar zat.
KC = [zat ruas kanan]koefisien
[zat ruas kiri]koefisien
angka yang dipakai untuk menyusun Kc adalah angka saat keadaan setimbang
Mari kita perhatikan contoh berikut:
Contoh (KC):
Diketahui persamaan reaksi kesetimbangan sebagai berikut:
CaCO3 (s) + 2 H2O (l) ↔ Ca(OH)2 (aq) + H2CO3 (aq)
Tentukan rumus tetapan kesetimbangannya!
Penyelesaian:
Koefisien persamaan reaksi: 1 - 2 - 1 -1
KC = [Ca(OH)2]1 x [H2CO3]1
1 x 1 Catatan:
CaCO3 dan H2O tidak disertakan dalam rumus tetapan kesetimbangan, karena memiliki fasa padat (s) dan cair (l). Masing-masing diberi nilai = 1.
= [Ca(OH)2][H2CO3]
Diketahui persamaan reaksi kesetimbangan sebagai berikut:
2 S2O3 (g) + O2 (g) ↔4 SO2 (g)
Tentukan rumus tetapan kesetimbangan KC untuk reaksi tersebut!
Penyelesaian:
Koefisien persamaan reaksi: 2 - 1 - 4
KC = [SO2]4
[S2O3]2 x [O2]1
= [SO2]4
[S2O3]2 [O2]
Diketahui suatu reaksi kesetimbangan
2A + B <==> A2B
Pada kondisi awal di dalam bejana 2 liter terdapat 2 mol A dan 2 mol B. Jika dalam kesetimbangan
0,5 mol A, maka tetapan kesetimbangannya adalah....
Jawab
Dari permasalahan dapat ditentukan jumlah mol sebagai berikut.
Jadi
Dalam suatu ruang 1 liter pada suhu T°C terdapat dalam keadaan setimbang 2 mol NH3, 1 mol O2, dan 2 mol H2 menurut persamaan reaksi:
Tentukan harga tetapan kesetimbangan Kc pada suhu tersebut!
Pembahasan
Tetapan kesetimbangan reaksi di atas
Karena volumnya adalah satu liter, maka konsentrasinya tinggal masukkan molnya masing-masing.
4. Diketahui suatu reaksi kesetimbangan
Pada kondisi awal di dalam bejana satu liter terdapat 2 mol A dan 2 mol B. Jika dalam kesetimbangan terdapat 0,5 mol A, maka tetapan kesetimbangannya adalah....
A. 4,0
B. 2,4
C. 2,0
D. 1,2
E. 0,6
(umptn 1992)
Pembahasan
Saat kesetimbangan terdapat 0,5 mol dari awalnya 2 mol, sehingga A yang bereaksi adalah 1,5 mol. Gunakan untuk menentukan mol-mol yang lain saat kesetimbangan.
Sehingga tetapan kesetimbangan
5. Dalam wadah 1 liter terjadi reaksi kesetimbangan
dengan harga Kc = 0,5 pada suhu tertentu. Konsentrasi I2 yang diperlukan agar saat kesetimbangan terdapat P M H2 dan Q M HI adalah....
A. 0,5(P) / (Q)2
B. (Q)2/0,5 (P)
C. (Q)/0,5 (P)
D. (Q)2/(P)
E. 0,5 (Q)2/(P)
(UN 2012)
Pembahasan
Tetapan kesetimbangan untuk reaksi di atas
Masukkan datanya sehingga
6. HBr sejumlah 0,1 mol dimasukkan ke dalam labu satu liter dan terurai menurut reaksi
Jika Br2 yang terbentuk 0,015 mol maka tetapan kesetimbangannya sama dengan....
A. 1,6 × 10−2
B. 4,6 × 10−2
C. 2,5 × 10−1
D. 3,2 × 10−1
E. 7,5 × 10−1
(UMPTN 1996)
Pembahasan
Tentukan dulu jumlah mol saat kesetimbangan, dari mol Br2 yang diketahui
7. Karena volume adalah 1 liter, maka konsentrasinya tidak masalah, langsung bisa masukkan data, sehingga tetapan kesetimbangan reaksi di atas dengan demikian adalah
8. Dalam ruang 5 liter direaksikan 0,5 mol N2 dengan 0,4 mol gas O2 menurut reaksi:
N2 (g) + O2 (g) ↔ 2NO (g)
Setelah tercapai keadaan setimbang terbentuk 0,2 mol gas NO. Harga Kc adalah.....
A. 1/2
B. 1/3
C. 1/4
D. 1/5
E. 2/5
(Ebtanas 2001)
Pembahasan
Cari mol-mol lain saat kesetimbangan dari molnya gas NO yang diketahui:
N2 (g) + O2 (g) ↔ 2NO (g)
mol awal 0,5 mol 0,4 mol -
mol reaksi 0,1 mol 0,1 mol 0,2 mol
_______________________________________
mol setimbang 0,4 mol 0,3 mol 0,2 mol
Konsentrasi saat setimbang:
[N2] = 0,4/5
[O2] = 0,3/5
[NO] = 0,2/5
Sehingga tetapan kesetimbangan:
9. Pada Pemanasan 1 mol gas SO3 dalam ruang yang volumenya 5 liter diperoleh gas o2 sebanyak 0.25 mol. Pada keadaan tersebut tetapan kesetimbangan Kc adalah…
2SO3 ⇌ 2SO2 + O2
M 1 – –
B 0.5 0.5 0.25 –
S 0.5 0.5 0.25
Molar 2SO3 = 0.5 / 5 = 0.1
Molar 2SO2 = 0.5 / 5 = 0.1
Molar O2 = 0.25 / 5 = 0.05
Kc = [SO2]2 . [O2] / [SO3]2
= [0.1]2 . [0,1] / [0.05]2
= 0.05
10. Pada Suatu reaksi kesetimbangan
2Al(s) + 3H2O ⇌ Al2O3(s) + 3H2
Mula-mula terdapat 1 mol Al dan 1 mol uap air. Setelah kesetimbangan tercapai terdapat 0.6 mol hz. Harga tetapan kesetimbangan adalah…
2Al(s) + 3H2O ⇌ Al2O3(s) + 3H2
M 1 1 – –
B 0.4 0.6 0.2 0.6 –
S 0.6 0.4 0.2 0.6
Kc = [H2]3 / [H2O]3
= [0.6]3 / [0.4]3
= 0.216 / 0.064
= 3.375
Rumus tetapan kesetimbangan (KP)
Rumus tetapan kesetimbangan KP merupakan perbandingan (hasil bagi) antara tekanan parsial (PX) zat-zat ruas kanan dengan tekanan parsial zat ruas kiri yang dipangkatkan dengan koefisien masing-masing..
Hanya zat yang berfasa gas (g) yang diperhitungkan dalam rumus tetapan kesetimbangan KP.
Zat dengan fasa selain gas (S, l, dan aq) tidak dicantumkan dalam rumus tetapan kesetimbangan, tetapi diberi nilai = 1.
KP = (tekanan parsial zat ruas kanan)koefisien
(tekanan parsial zat ruas kiri)koefisien
Untuk lebih jelasnya, mari kita lihat contoh berikut:
Contoh (KP):
Diketahui persamaan reaksi kesetimbangan sebagai berikut:
CO2 (aq) ↔CO2 (g)
Tentukan rumus tetapan kesetimbangan KP untuk reaksi tersebut!
Penyelesaian:
Koefisien persamaan reaksi: 1 - 1
KP = (PCO2)1
1 Catatan:
Rumus KP hanya berlaku untuk zat yang berfasa gas, sehingga CO2 pada ruas kiri (aq) tidak dilibatkan, hanya diberi nilai = 1.
= (PCO2)
Gas N2 bereaksi dengan gas H2 pada suhu 30° membentuk gas NH3. Pada keadaan setimbang, tekanan parsial gas H2 = 1/4 atm, gas N2 = 1/12 atm dan gas NH3 = 1/4 atm. Tentukan tetapan kesetimbangan Kp pada suhu tersebut!
Pembahasan
Kp adalah tetapan kesetimbangan berdasarkan tekanan parsial gas.
Untuk reaksi:
m A (g) + n B (g) ↔ r C (g) + s D (g)
Tetapan kesetimbangan Kp adalah:
Jangan lupa yang masuk rumus Kp hanya fase gas (g) saja.
Kembali ke soal:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)
Dengan data:
PN2 = 1/2 atm
PH2 = 1/4 atm
PNH3 = 1/4 atm
Sehingga tetapan kesetimbangan Kp
2. PCl5 dapat terdekomposisi menjadi PCl3 dan Cl2 membentuk reaksi kesetimbangan
PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
Jika pada suhu 250°C harga Kp untuk reaksi tersebut adalah 2 dan PCl5 terdisosiasi sebanyak 10%, tentukan tekanan total sistem!
Pembahasan
Terdisosiasi 10% artinya jumlah mol zat yang terurai atau bereaksi adalah 10% atau 0,1 dari jumlah mol mula-mula.
Misalkan jumlah mol PCl5 mula-mula adalah a, maka yang bereaksi adalah 0,1 a.
Reaksi:
PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
Jumlah mol-mol gas saat setimbang:
Tekanan parsial masing-masing gas:
Dari rumus Kp
Masukkan data
3. Pada suhu tertentu terjadi reaksi kesetimbangan
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)
Pada keadaan setimbang terdapat tekanan parsial gas H2 = x atm dan gas NH3 = y atm. Jika harga Kp = 54, tekanan parsial gas N2 adalah....
A. 54 ⋅ (y)2 / (x)3
B. (y)2 / (x)3 ⋅ 54
C. (y)2 / (x)3
D. (x)3 / (y)2
E. 54 ⋅ (y)2 / (x)
(Kesetimbangan - un 2012)
Pembahasan
Reaksi:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)
4. Harga Kp untuk reaksi kesetimbangan
2X (g) ↔ 3Y (g)
pada suhu tertentu adalah 1/8. Jika tekanan parsial Y pada keadaan setimbang adalah 2 atm, tentukan tekanan parsial X!
Pembahasan
Reaksi
2X (g) ↔ 3Y (g)
Tetapan kesetimbangan Kp untuk reaksi di atas
Kesetimbangan Asam – Basa
Kita telah tahu bahwa air adalah elektrit lemah, terurai menjadi ion H3O+ dan OH:
2H2O ↔ H3O+ + OH-
Tingkat penguraian air ini telah diukur dengan eksperimen, dan pada 25oC, konsentrasi ion hidronium dan hidroksida ditemukan sebesar 1,0 x 10-7M. hal ini berarti Kw, tetapan autoprotolisis dari air 1.0 x 10-14 ada 25oC.
Kw = [ H3O+ + OH-]
Kw = (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7)
Kw = 1,0 x 10-14
Menghitung konsentrasi ion hidronium pada asam lemah tidak sama dengan menghitung pada larutan asam kuat, sebab tidak semua asam lemah yang larut dapat terionisasi. Untuk menghitung konsentrasi ion hidronium, kita harus menggunakan konstanta kesetimbangan untuk asam lemahnya. Untuk larutan asam lemah, kita menggunakan konstanta kesetimbangan asam lemah, Ka¬. Secara umum :
HA(aq) + H2O(l) <—> H3O+(aq) + A–(aq)
Nilai Ka untuk asam lemah tersebut adalah :
Ka = {[H3O+][A–]} / [HA]
Sebagai catatan, [HA] menunjukkan konsentrasi molar HA pada kesetimbangan, bukan konsentrasi awal. Konsentrasi air tidak ditunjukkan pada persamaan Ka, sebab konsentrasi air ([H2O]) merupakan konstanta yang akan tergabung dengan Ka.
Konstanta kesetimbangan basa lemah adalah Kb. Kita menggunakannya sama persis seperti pada saat kita menggunakan Ka. Yang dicari pada basa lemah adalah [OH–]-nya.
Contoh Soal 1
Berapa konsentrasi H+ dan OH– dalam 500 mL larutan HCl 0,1 M?
Jawab
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)
Perbandingan koefisien = 1 : 1 : 1
Konsentrasi OH– dalam HCl 0,1 M adalah
[H+] [OH–] = 10–14 M
0,1 M [OH–] = 10–14 M
Contoh soal 2
Berapa konsentrasi ion H+ dan ion SO42– dalam 500 mL larutan H2SO4 0,2 M?
Jawab
H2SO4(aq) → 2H+(aq) + SO42–(aq)
Perbandingan koefisien = 1 : 2 : 1
Contoh soal 3
Berapa konsentrasi OH– dan H+ dalam larutan NaOH 0,2 M?
Jawab
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)
Perbandingan koefisien = 1 : 1 : 1
[H+] [OH–] = 10–14 M
[H+] x 0,2 = 10–14 M
Contoh soal 4
Apakah terjadi larutan buffer jika 100 mL CH3COOH 0,5 M direaksikan dengan 200 mL NaOH 0,2 M?
Jawab
pH Larutan Buffer
pH buffer asam
Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai
pH buffer basa
Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai
Contoh 1
Sebanyak 1 L larutan penyangga mengandung CH3COOH 0,1 M dan CH3COONa 0,1 M. Jika Ka CH3COOH = 1,8 × 10–5, maka tentukan
a. pH larutan penyangga
b. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL HCl 0,1 M,
c. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL NaOH 0,1 M.
Jawab
a. Jumlah mol basa konjugasi (CH3COO–) diperoleh dari garam CH3COONa
Jumlah mol masing-masing zat dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut.
Jumlah mol CH3COOH = 1 L × 0,1 mol.L-1 = 0,1 mol
Jumlah mol CH3COONa = 1 L × 0,1 mol.L-1 = 0,1 mol
pH larutan buffer dihitung dengan persamaan berikut
b. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL HCl 0,1 M
HCl merupakan suatu asam m,aka penambahannya sama dengan meningkatkan ion H+ dalam campuran. Jumlah mol HCl = 0,01 L × 0,1 mol.L-1 = 0,001 mol
H+ yang ditambahkan sama dengan konsentrasi mula-mula asam karena merupakan asam kuat dan akan bereaksi dengan akan bereaksi dengan CH3COO- membentuk CH3COOH yang tidak terionisasi.
Dari reaksi diperoleh
Mol CH3COO– = mol CH3COONa = 0,099
mol CH3COOH = 0,101
pH larutan penyangga setelah ditambah asam kuat HCl dapat dihitung sebagai berikut.
2. Pada larutan penyangga, CH3COOH akan menetralisir basa kuat NaOH yang ditambahkan. Jumlah mol NaOH yang ditambahkan. Dapat dihitung dengan cara sebagai berikut.
Jumlah mol NaOH = 0,01 L × 0,1 mol L–1 = 0,001 mol
NaOH merupakan basa kuat maka jumlah ion OH– yang ditembahkan sama dengan konsentrasi awal NaOH dan akan bereaksi H+ dalam larutan membentuk H2O. Agar tetap seimbang maka CH3COOH terurai menjadi CH3COO– dan H+. H+ yang terbentuk sebanyak yang bereaksi dengan OH-.
Persamaan reaksi dan jumlah mol masing-masing spesi.
Dari reaksi diperoleh
mol CH3COO– = 0,101
mol CH3COOH = 0,099
pH larutan penyangga setelah penambahan basa kuat dapat dihitung sebagai berikut.
Jadi, pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL NaOH 0,1 M adalah 4,75.
CONTOH SOAL LAINNYA
Contoh 1
V mL NaOH 0,3 M ditambah 2V mL CH3COOH 0,3M, jika diketahui pKa CH3COOH = 5, tentukan pH lartuan yang terbentuk?
Jawab
Campuran di atas merupakan larutan penyangga asam (asam lemah + basa konjugasi)
pH = -log H+
pH = 5
perhatikan langkah kerja berikut sedikit berbeda dengan langkah-langkah yang telah dikerjakan sebelumnya tetapi tetap memberi hasil yang sama. Pada contoh terdahulu rumus
Langsung dijadikan pH dengan cara dikalikan –log, sehingga diperoleh rumus berikut
Sedangkan pada contoh di atas di cari terlebih konsentrasi H+. Baru di masukan pada pH = log H+.
Contoh 2
Tentukan pH larutan 0,01 M garam yang diperoleh dari basa lemah dan asam kuat bila diketahui Kb basa = 10-6?
Jawab
Contoh 3
Untuk membuat larutan pH = 5, maka ke dalam 100 mL larutan 0,1 M asam asetat (Ka = 105) harus ditambah NaOH sebesar…..(penambahan volume akibat penambahan diabaikan dan Mr.NaOH = 40)
Jawab
Massa NaOH = 5 mmol x 40 mg/mmol = 200 mg
Contoh 4
Tentukan konstanta asam HZ bila asam lemah HZ 0,5 M mempunyai pH = 4-log 5.
Jawab
pH = 4-log 5
H+ = 5 x 10-4
25 x 10-8 = Ka x 0,5
Ka= 5 x 10-7
Contoh 5
Suatu larutan penyangga di buat dengan mencampur 60 mL larutan NH3 0,1 M dengan 40 mL larutan NH4Cl 0,1 M. Berapa pH larutan penyangga yang diperoleh jika diketahui Kb.NH3 = 1,8 x 10-5?.
Jawab
Mol NH3 = 0,1 mmol mL-1 x 60 mL = 6 mmol
Mol NH4Cl = NH4+ = 0,1 mmol.mL-1 x 40 mL = 4 mmol
pH = – log OH
= -log 2,7 x 10-5
= 4,57
Karena yang ditanyakan pH, maka berlaku rumus
pKw = pH + pOH
14 = 4,57 + pOH
pOH = 14 – 4,57 = 9,43
jadi pH larutan buffer yang diperoleh 9,43
Kesetimbangan Kelarutan
Tetapan kesetimbangan yang mengekspresikan kelarutan dari sebuah endapan dalam air biasa disebut tetapan hasil kali kelarutan. Untuk sebuah endapan perak klorida, tetapan kesetimbangan dari reaksi
AgCl(s) ↔ Ag+(aq) + Cl-(aq)
adalah
aAg+ aCl-
Ko=
aAgCl
Aktivitas dari AgCl padat selalu konstan, dan sesuai kesepakatan kiya mengambilnya sebagai sebagai satuan. Zat padat ini hanya dapat larut sedikit, akibatnya konsentrasi dari ion Ag+ dan Cl- kecil dan, terkecuali terdapat konsentrasi yang besar dari ion-ion lainnya. Aktivitas dapat diproksimasi oleh molaritas, menghasilkan
Ksp = [Ag+][Cl-]
Tetapan Ksp disebut tetapan hasil kali kelarutan produk.
Rumus kesetimbangan yang cocok untuk beberapa garam lainnya diberikan dibawah ini:
Garam : Ksp
BaSO4 [Ba2+ ] [SO42-]
Ag2CrO4 [Ag+2] [CrO42-]
CaF2 [Ca2+] [F-]2
Al(OH)3 [Al3+ ] [OH-]3
Rumus umum untuk garam AxBy yang terurai sebagai berikut :
AxBy = xAy+ + yBx-
adalah
Ksp = [Ay+]x[Bx-]y
Nilai numeric dari sebuah tetapan hasil kali kelarutan produk dapat langsung dihitung dari kelarutan senyawanya. Tentu saja, perhitungan dapat berjalan terbalik dan daya kelarutannya dapat dihitung dari Ksp. Jika ion-ion dari endapan menjalani reaksi seperti hidrolisa atau pembentukan kompleks, perhitungannya akan menjadi rumit.
Contoh soal:
1. Kelarutan AgCl dalam air pada 250C adalah 10-5 mol/L. Tentukan harga Ksp AgCl!
Jawab:
Diketahui : kelarutan (s) AgCl = 10-5 mol/L
AgCl ↔ Ag+ + Cl-
s s s
Ksp = [Ag+][ Cl-]
Ksp = s x s
Ksp = s2
Ksp = (10-5)2
Ksp = 10-10 Jadi Ksp AgCl adalah 10-10
2. Diketahui Ksp Ag2CrO4 = 4 x 10-12, berapa kelarutan Ag2CrO4?
Jawab:
Diketahui : Ksp Ag2CrO4 = 4 x 10-12
Ditanya : Kelarutan (s) Ag2CrO4 adalah ….
Ag2CrO4 ↔ 2Ag+ + CrO42-
s 2s s
Ksp = [Ag+]2 [ CrO42-]
Ksp = (2s)2 x s
Ksp = 4s3
s = 10-4 mol/L Jadi kelarutan (s) adalah 10-4 mol/L
3. Larutan basa lemah tepat jenuh L(OH)2 mempunyai pH = 10, tentukan Ksp basa tersebut.
Jawab :
Diketahui: pH basa L(OH)2 =10
Ditanya : Ksp basa L(OH)2 adalah …
pH = 10 ----------- pOH = 14 – pH
pOH = 14 -10
pOH = 4 -------------------- [OH-] = 10-4 ---------- s = 10-4
L(OH)2 ↔ L2+ + 2(OH)-
s s 2s
Ksp = [L2+] [OH]2
Ksp = s x (2s)2
Ksp = 4 x (10-4)3
Ksp = 4 x 10-12 Jadi Ksp basa L(OH)2 adalah 4 x 10-12
4. Diketahui Ksp larutan jenuh L(OH)2 adalah 5 x 10-13 berapa pH dari larutan jenuh L(OH)2?
Jawab :
Diketahui: Ksp larutan jenuh L(OH)2 = 5 x 10-13
Ditanya : pH dari L(OH)2 adalah ….
L(OH)2 ↔ L2+ + 2(OH)-
s s 2s
Ksp = [L2+] [OH]2
Ksp = s x (2s)2
Ksp = 4s3
s = 5 x 10-5 mol/L ------------------ [OH-] = 2s = 2 x 5 x 10-5
[OH-] = 10-4
pOH = -log 10-4
pOH = 4 ---------------- pH = 14 – pOH
pH = 14 – 4
pH = 10
Jadi pH larutan L(OH)2 adalah 10
5. Berapa kelarutan PbI2 (Ksp = 1,6 x 10-8) dalam larutan Pb(NO3)2 0,1 M?
Jawab :
Diketahui : Ksp PbI2 = 1,6 x 10-8
Kelarutan (s) Pb(NO3)2 = 0,1 M ------maka kelarutan ion sejenisnya Pb2+ = 0,1 M
Ditanya : kelarutan PbI2 = ….
PbI2 ↔ Pb2+ + 2I-
s s 2s
Ksp = [Pb2+] x [I-]2
Ksp = 0,1 x (2s)2
1,6 x 10-8 = 0,1 x 4s2
4s2 x 0,1 = 1,6 x 10-8
s2 = 1,6 x 10-8
4 x 0,1
s = 2 x 10-4 M ------------------------- jadi kelarutan PbI2 dalam Pb(NO3)2 adalah 2 x 10-4 M
h. Hubungan Kelarutan (s) dengan Tetapan Hasil Kali Kelarutan(Ksp)
1. Kelarutan (Solubility)
Istilah kelarutan (solubility) digunakan untuk menyatakan jumlah maksimal zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut. Kelarutan (khususnya untuk zat yang sukar larut) dinyatakan dalam satuan mol.L–1. Jadi, kelarutan (s) sama dengan molaritas (M).
Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)
Dalam suatu larutan jenuh dari suatu elektrolit yang sukar larut, terdapat kesetimbangan antara zat padat yang tidak larut dan ion-ion zat itu yang larut.
Karena zat padat tidak mempunyai molaritas, maka tetapan kesetimbangan reaksi di atas hanya melibatkan ion-ionnya saja, dan tetapan kesetimbangannya disebut tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) (James E. Brady, 1990).
Contoh:
Tuliskan rumus tetapan hasil kali kelarutan untuk senyawa Mg(OH)2!
Jawab:
Mg(OH)2 dalam larutan akan terurai menjadi ion-ionnya,
Jadi hubungan antara kelarutan dan Tetapan Hasil Kali Kelarutan
Oleh karena s dan Ksp sama-sama dihitung pada larutan jenuh, maka antara s dan Ksp ada hubungan yang sangat erat. Jadi, nilai Ksp ada keterkaitannya dengan nilai s.
Secara umum hubungan antara kelarutan (s) dengan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) untuk larutan elektrolit AxBy dapat dinyatakan sebagai berikut:
Contoh Soal:
1. Pada suhu tertentu, kelarutan AgIO3 adalah 2 × 10–6 mol/L, tentukan harga tetapan hasil kali kelarutannya!
Jawab:
2. Harga Ksp Ag2S adalah 10–49, berapa kelarutan senyawa ini dalam air?
Jawab:
Kesetimbangan Pembentukan Komplek
Reaksi – reaksi yang melibatkan pembentukan kompleks dipergunakan oleh kimiawan dalam prosedur titrimetik dan gravimetrik. Kita akan membahas topik ini secara rinci dalam bab berikutnya. Pada kesempatan ini kita akan menggunakan komplwks yang terbentuk oleh perak dan ammonia untuk menggambarkan tetapan kesetimbangan dan kegunaannya dalam perhitungan.
Mahasiswa kimia pada awal karir mempelajari bahwa perak klorida padat akan terurai pada larutan ammonia. Rumusnya dapat ditulis secara molekuler seperti berikut:
AgCl (s) + 2NH3(aq) → Ag(NH3)2Cl
Senyawa, Ag(NH3)2Cl disebut kompleks. Sebabnya, senyawa tersebut ionic, terurai menjadi ion Ag(NH3)2+ yang disebut ligan, ke ion perak dinamakan ion metal pusat:
Ag+ + NH3 ↔ AgNH3+ (1)
AgNH3+ + NH3 ↔ Ag(NH3)2+ (2)
Tetapan kesetimbangan untuk kedua reaksi adalah:
[AgNH3+]
= K1
[Ag+ ] [NH3]
Dan
[Ag(NH3)2+]
= K2
[AgNH3+ ] [NH3]
Tetapan – tetapan ini disebut ketetapan kestabilan atai tetapan pembentukan dari komplek tersebut. Terkadan reaksi – reaksinya ditulis sebagai penguirai dari kompleks dan tetapan kesetimbangannya disebut tetapan ketidakstabilan atau tetapan disosiasi. Tetapan kestabilan dan ketidakstabilan saling kebalikan satu sama lain.
Untuk menentukan hubungan antara kesetimbangan dengan pembentuk kompleks perlu menggunakan metode Bjerrums yang diciptakan oleh Jannik Bjerrum.
Jika ada suatu senyawa ABm maka pembentukan kompleksnya terdiri dari tahap yaitu : seperti pada persamaan reaksi di bawah ini :
Maka sesuai tahap reaksi tersebut dapat ditulis konstan kesetimbangan atau biasa disebut dengan konstan kesetabilan yaitu :
Keterangan :
A : ion logam atau ion pusat
m : jumlah ligan yang diikat
B : ligan pensubtitusi
Dalam pelarut air biasanya kompleks yang memiliki ion pusat A memiliki komposisi membentuk kompleks dengan air (H2O) dengan jumlah air yang terikat di ligan bias 2, 4 atau 6. Pembentukan kompleks tersebut dengan ligan pensubtitusi B yaitu :
Pelarut mempengaruhi persamaan reaksi dan nilai konstanta kesetimbangan. Pada kompleks pada pelarut (H2O) , nilai total bilangan koordinasi logam adalah m dan jumlah bagian logam yang terikat dengan molekul air disebut x dan bagian y adalah bagian yang diserang oleh ligan pensubtitusi, sehingga persamaan menjadi saling berhubungan yaitu : x + y = m. Karena konstanta K1, K2,.....,Km menunjukan pembentukan kompleks, nilai konstanta tersebut merupakan. Kompleks yang memiliki nilai terbesar dari konstanta pembentukan merupakan kompleks yang stabil, sehingga nilai konstanta ini biasanya disebut dengan.
Misalnya dalam pembentukan kompleks AB3 dapat ditentukan sebagai produk dengan nilai K3 merupakan perkalian konstanta tiap reaksi kesetimbangan yang terbentuk.
Sehingga setiap konstanta kestabilan selalu memiliki berbagai variasi tahapan Ki yang merupakan produk hasil kali konstanta tiap beberapa tahapan konstanta kestabilan Ki (misalnya K2 = K1 K2 ; K3 = K1 K2 K3).
Konstanta kestabilan dapat dilihat dari reaksi dibawah ini :
Contoh :
1 mol AgCl dilarutkan dalam 500 ml NH3, konsentrasi NH3 adalah 0,1 M, K1 = 2 ,3 x 10-3 , K2 = 6,0 x 103, Hitung konsentrasi Ag+….?
Jawab :
K = K1 x K2
= (2,3 x 103) x (6,0 x 103) = 138 x 105
Konsentrasi Ag(NH3)2+ = 1 mmol/500 ml = 2 x 10-3
Soal:
Dalam fotografi, padatan AgBr yang tersisa dilarutkan dalam larutan Na2S2O3. Ion Ag+ bereaksi dengan ion S2O3 membentuk senyawa kompleks [Ag(S2O3)2]3-, dengan persamaan reaksi sebagai berikut
AgBr (s) ⇌ Ag+ (aq) + Br-(aq) ⟶ Ksp = 5,4 × 10-13
Ag+(aq) + 2 S2O32-(aq) ⇌ [Ag(S2O3) 2]3-(aq) ⟶ Kf = 2,0 × 1013
Jumlah padatan AgBr yang dapat larut dalam 125 mL larutan Na2S2O3 1,20 M adalah
7,14 g
B. 12,22 g
C. 14,08 g
D. 16,72 g
E. 40,65 g
Pembahasan :
AgBr (s) ⇌ Ag+ (aq) + Br–(aq) ⟶ Ksp = 5,4 × 10-13
Ag+(aq) + 2 S2O32-(aq) ⇌ [Ag(S2O3) 2]3-(aq)
⟶ Kf = 2,0 × 1013
AgBr (s) + 2 S2O32-(aq) ⇌ [Ag(S2O3) 2]3-(aq) + Br–(aq)
⟶K = Ksp × Kf =10,8
AgBr (s) + 2 S2O32-(aq) ⇌ [Ag(S2O3) 2]3-(aq) + Br–(aq)
Awal * 1,2 M – –
Berubah * –2x X X
Kesetimbangan * 1,2 – 2x X X
*AgBr berwujud padat maka tidak dilibatkan dalam proses hitung.
K = (x × x)÷(1,2 – 2x)2
10,8 = (x × x)÷(1,2 – 2x)2
10,8 (1,2 – 2x)2 = (x × x)
10,8 (1,44 – 4,8x + 4x2) = x2
43,2x2 – 51,84 x + 15,552 = x2
42,2x2 – 51,84 x + 15,552 = 0
Dari hasil hitung diperoleh x = 0,52077 M atau x = 0,70767 M
Untuk x = 0,70767 M ⟶ 2x = 1,41534 M, ini tidak mungkin, karena jumlah konsentrasi 2 S2O32-(aq) tidak mungkin melebih 1,2 M
[Br–] = 0,52077 M setara dengan 0,52077 M × 125 mL = 65,09625 mmol
Karena koefisien reaksi Br– dengan AgBr sama maka jumlah mol AgBr = 65,09625 mmol
Massa molar AgBr = 187,77 g/mol
Jika AgBr 65,09625 mmol = 0,06509625 mol × 187,77 g/mol = 12,2231228625 g
Alternatif jawaban yang paling mendekati adalah B. 12,22 g
Kesetimbangan Oksidasi – Reduksi
Tetapan kesetimbangan dari reaksi oksidari – reduksi didapat dari potensial suatu sel galvanic yang sesuai. Rumus kesetimbangan reaksi semacam ini telah diformulasikan dengan cara yang biasa.
Fe2+ + Ce4+ ↔ Fe3+ + Ce3+
Tetapan reaksi kesetimbangannya adalah :
[Fe3+] [Ce3+]
= K
[Fe2+ ] [Ce4+]
Contoh soal :
Oks1 + Red2 ↔ red1 + oks2
Dimana
Oks1 + e ↔ red1 E1◦
oks2 + e ↔ red2 E1◦
Hitung nilai dari konsentrasi kesetimbangan untuk kondisi – kondisi berikut ini : 50 ml dari 0,10 M red2 dititrasi dengan 0,10 M Oks1 . ketika 49,95 ml dari titran di tambahkan , reaksinya menjadi lengkap . penambahan 2 tetes lagi ( 0.10 ml ) titran, nilai dari pred2 berubah sampai 2,00 satuan
Penyelesaian :
Kita mulai dengan 50 x 0.10 = 5,0 mmol red2 dan pada 49,95 mltitran ada 0,0050 mmol yang tertinggal tanpa bereaksi. Untuk itu :
[Red2] =0,0050 mol99,95= 5,0 x 10-5
pRed2 = 4,30
untuk sebuah perubahan sebanyak 2,00 satuan, pRed2 = 6,30 dan [Red2] = 5,0 x 10-7 ketika volume titran nya 50,05 ml. Konsentrasi- konsentrasi lain nya adalah
[Oks1] 0,050 x 0,10 100,05 = 5,0 x 105
[Red1] = [Oks2] = 5,0 mmol 100,05 ml = 5,0 x 10-2 M
K = 5,0 x 10-25,0 x 10-25,0 x 10-55,0 x 10-7
K = 1,0 x 108
Kesetimbangan Simultan
Formulasi dari kesetimbangan untuk keempat tipe reaksi yang dipergunakan dalam analisis titrametrik merupakan hal yang lazim apabila dua atau lebih dari kesetimbangan ini terbentuk dalam larutan yang sama. Jika sebarang satu ion terlibat dalam lebih dari satu kesetimbangan, reaksinya akan disebut berinteraksi, atau akan dikatakan bahwa kesetimbangan itu secara simultan. Prinsip Le Chatelier dapat dibuat untuk membuat perkiraan kuantitatif mengenai hasil dari interaksi – interaksi semacam ini. Perhitungan kuantitatif bisa jadi sedikit lebih kompleks. Sebagai contoh, perhatikan efek pH terhadap daya kelarutan garam dari suatu asam lemah. Katakanlah kalsium karbonat CaCo3. Kesetimbangan kelarutannya adalah
CaCO3(s) ↔ Ca2+ + CO32-
Ion karbonat adalah basa dan bereaksi dengan ion hydrogen dalam dua langkah:
CO32- + H3O+ ↔ HCO3- + H2O
HCO3- + H3O+ ↔ H2CO3 + H2O
Menurut prinsip Le Chatelier, meningkatkan konsentrasi H3O+ (menurunkan pH) akan menggeser kesetimbangan (2) kearah kanan, menurunkan konsentrasi CO32-. Ini pada gilirannya akan menggeser kesetimbangan (1) kea rah kanan, menyebabkan lebih banyak CaCo3 solid yang larut. Secara umum garam dari asam lemah, seperti oksalat, sulfide, karbonat dan hidroksida lebih mudah larut dalam larutan asam dibandingkan dalam larutan basa.
DAFTAR PUSTAKA
https://wanibesak.wordpress.com/2011/06/06/ringkasan-contoh-soal-dan-pembahasan-mengenai-asam-basa-dan-larutan-penyangga-atau-larutan-buffer.
http://fiskadiana.blogspot.co.id/2014/11/keadaan-setimbang-dan-pergeseran.html
http://kimiastudycenter.com/kimia-xi/28-kesetimbangan-kimia#ixzz44kQMqmJS
http://kimiastudycenter.com/kimia-xi/28-kesetimbangan-kimia#ixzz44kQtcUkL
Untuk lebih jelasnya bisa anda download Filenya disini
Kesetimbangan fasa adalah suatu keadaan dimana suatu zat memiliki komposisi yang pasti pada kedua fasanya pada suhu dan tekanan tertentu, biasanya pada fasa cair dan uapnya. Bagian sesuatu yang menjadi pusat perhatian dan dipelajari disebut sebagai sistem. Suatu sistem heterogen terdiri dari berbagai bagian yang homogen yang saling bersentuhan dengan batas yang jelas. Bagian homogen ini disebut sebagai fasa dapat dipisahkan secara mekanik.
Tekanan dan temperatur menentukan keadaan suatu materi kesetimbangan fasa dari materi yang sama. Kesetimbangan fasa dari suatu sistem harus memenuhi syarat
berikut :
a. Sistem mempunyai lebih dari satu fasa meskipun materinya sama
b. Terjadi perpindahan reversibel spesi kimia dari satu fasa ke fasa lain
c. Seluruh bagian sistem mempunyai tekanan dan temperatur sama
Kesetimbangan fasa dikelompokan menurut jumlah komponen penyusunnya yaitu sistem satu komponen, dua komponen dan tiga komponen Pemahaman mengenai perilaku fasa berkembang dengan adanya aturan fasa Gibbs. Sedangkan persamaan Clausius dan persamaan Clausius Clayperon menghubungkan perubahan tekanan kesetimbangan dan perubahan suhu pada sistem satu komponen. Adanya penyimpangan dari sistem dua komponen cair- cair ideal konsep sifat koligatif larutan dapat dijelaskan.
ISTILAH DALAM KESETIMABANGAN FASA
a. Fasa
Fasa adalah bagian yang serba sama dari suatu sisitem, yang dapat dipisahkan secara mekanik , serbasama dalam hal komposisi kimia dan sifat-sifat fisika. Dalam fasa uap kerapatannya serbasama disemua bagian dalam uap tersebut. Dalam fasa cair kerapatannya serbasama disemua bagian dalam cair tersebut, tetapi nilai kerapatannya berbeda dengan di fasa uap. Contoh nya air yang berisi pecahan-pecahan es merupakan suatu sistem yang terdiri atas dua fasa yang berwujud padat (es) dan fasa yang berwujud cair (air).
Sistem yang hanya terdiri atas campuran wujud gas saja hanya ada satu fasa pada kesetimbangan sebab gas selalu bercampur secara homogen. Dalam sistem yang hanya terdiri atas wujud cairan-cairan pada kesetimbangan bisa terdapat satu fasa atau lebih tergantung pada kelarutannya.atau Fasa dapat didefinisikan sebagai setiap bagian sistem yang :
a. homogen dan dipisahkan oleh batas yang jelas
b. sifat fisik dan sifat kimia berbeda dari bagian sistem lain
c. dapat dipisahkan secara mekanik dari bagian lain sistem itu
b. Kesetimbangan
Kesetimbangan memberikan pengertian bahwa suatu keadaan dimana tidak terjadi perubahan sifat makroskopis dari sitstem terhadap waktu. Semakin dekat keadaan sistem dengan titik kesetimbanga, maka semakin kecil gaya penggerak proses, semakin kecil pula laju proses dam akhirnya sama dengan nol bila titik kesetimbangan telah tercapai.
Seperti kesetimbangan pada umumnya, kesetimbangan uap-cair dapat ditentukan ketika ada variabel yang tetap (konstan) pada suatu waktu tertentu. Saat kesetimbangan ini, kecepatan antara molekul-molekul campuran yang membentuk fase uap sama dengan kecepatan molekul-molekulnya membentuk cairan kembali.
KEADAAN SETIMBANG
Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik. Jika kecepatan reaksi ke kanan = kecepatan reaksi ke kiri, maka reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang dan untuk menyatakannya digunakan 2 arah anak panah yang berlawanan arah ( <=====> ).
Suatu reaksi yang dapat berlangsung dua arah yaitu ke arah produk dan ke arah pereaksi disebut reaksi kesetimbangan ( reaksi reversible ) sedangkan reaksi yang berlangsung searah saja ( menghasilkan produk ) disebut reaksi berkesudahan ( reaksi irreversible ).
Contoh reaksi reversible
N2 (g) + 3H2 (g) <=========> 2NH3(g)
Suatu reaksi dikatakan berada pada kesetimbangan apabila pada reaksi diatas laju pembentukan 2 molekul NH3 sama cepatnya dengan pembentukan 3 molekul H2 dan 1 molekul N2. Sehingga pada keadaan kesetimbangan jumlah partikel masing-masing zat yang bereaksi dalam satu satuan waktu adalah sama dengan jumlah yang terbentuk kembali ( kesetimbangan dinamis ).
PERGESERAN KESETIMBANGAN
Berdasarkan hasil pengamatan, suatu kesetimbangan dapat dipengaruhi oleh beberapa faktor dari luar.
Faktor-faktor yang mempengaruhi kesetimbangan
kesetimbangan dapat dipengaruhi oleh konsentrasi, volume, tekanan dan temperatur.
Contoh : N2O4 (g) <===========> 2NO2(g)
N2O4 adalah gas yang tidak berwarna, sedangkan gas NO2 berwarna merah coklat. Jika pada sistem kesetimbangan tersebut diberikan tekanan dari luar, kemudian diamati maka warna merah coklat pada sistem itu semakin lama semakin memudar. Hal itu berarti gas NO2 dalam sistem berkurang atau kesetimbangan bergeser dari kanan ke kiri.
2. Azas Le Chatelier
Menurut Henri-Louis Le Chatelier Jika pada suatu system kesetimbangan diberikan suatu aksi , maka sistem akan mengadakan reaksi sehingga pengaruh aksi menjadi sekecil-kecilnya.
a. Pengaruh perubahan konsentrasi
Pada suatu sistem kesetimbangan, jika konsentrasi salah satu zat ditambah maka kesetimbangan akan bergeser dari arah zat yang konsentrasinya ditambah. Sebaliknya jika konsentrasi salahsatu zat dikurangi maka kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang konsentrasinya dikurangi. Contoh : Pada reaksi 1 apabila ditambahkan sejumlah tertentu gas N2 maka konsentrasi gas N2 akan bertambah. Menurut asas Le Chartier system akan berubah sedemikian rupa sehingga pertambahan konsentrasi N2 menjadi sekecil mungkin. Hal ini terjadi jika sebagian gas N2 dan H2 diubah menjadi gas NH3. Jadi reaksi bergeser ke arah pembentukan gas NH3. Sebaliknya jika pada system tersebut konsentrasi gas N2 kita kurangi, maka system akan berubah sedemikian rupa hingga konsentrasi N2 bertambah atau reaksi bergeser ke arah pembentukan gas N2.
Perubahan konsentrasi diatas dapat disimpulkan :
Jika konsentrasi zat diperbesar maka kesetimbangan bergeser dari arah zat tersebut dan jika konsentrasi zat diperkecil maka kesetimbangan bergeser ke arah zat tersebut.
b. Pengaruh perubahan volume
Pada suatu sistem kesetimbangan, jika volume diperbesar maka konsentrasi setiap zat dalam sistem itu akan berkurang. Sehingga sistem akan berkurang. Hal ini maka sistem akan mengadakan reaksi dengan menggeser kesetimbangan ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih besar.
Hal diatas dapat disimpulkan :
Jika volume diperbesar maka kesetimbangan bergeser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih besar dan jika volume diprkecil maka kesetimbangan bergeser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih kecil.
c. Pengaruh perubahan tekanan
Pada suatu sistem kesetimbangan, jika tekanan diperbesar maka volume menjadi lebih kecil. Dengan demikian konsentrasi setiap zat pada kesetimbangan itu akan bertambah. Hal ini akan mengakibatkan kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih kecil.
Contoh :
Ke dalam alat suntik dimasukkan gas N2O4 sehingga terjadi kesetimbangan :
N2O4 (g) <===========> 2NO2(g)
Tekanan diperbesar dengan cara menekan alat suntik ke dalam. Ternyata gas NO2 berkurang. Hal ini terjadi karena jumlah koefisien NO2 lebih besar, sehingga kesetimbangan bergeser ke kiri atau ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih kecil.
Kesimpulan dari perubahan tekanan:
Jika tekanan diperbesar maka kesetimbangan bergerser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih keci dan jika tekanan diperkecil maka kesetimbangan akan bergeser ke arah zat yang jumlah koefisiennya lebih besar.
d. Pengaruh perubahan temperatur
Reaksi pembentukan amoniak adalah reaksi eksotermis yaitu reaksi disertai pelepasan energi (kalor)yaitu :
N2(g)+3H2 (g) <=========> 2NH3(g) ΔH = -92 kJ
Sedang pada reaksi penguraian amoniak merupakan reaksi endotermis yaitu reaksi yang memerlukan tambahan energi ( kalor ):
2NH3(g) <==========> N2 (g) + 3H2 (g) ΔH = +92 kJ
Jika pada reaksi pembentukan amoniak dilakukan dengan penambahan kalor, system akan berubah mengurangi kalor yaitu sebagian amoniak akan terurai dan energi akan disimpan dalam N2 dan H2. Jadi jika suhu dinaikkan kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endotermis, sebaliknya apabila dilakukan penurunan suhu mengakibatkan pergeseran kesetimbangan ke arah reaksi eksotermis.
Pengaruh perubahan temperatur dapat disimpulkan sebagai berikut
Jika temperatur dinaikkan maka kesetimbangan bergeser ke arah reaksi endoterm dan jika temperatur diturunkan maka kesetimbangan bergeser ke arah reaksi eksoterm.
e. Pengaruh katalis
Pengaruh penambahan katalis hanya untuk mempercepat tercapainya kesetimbangan, dan tidak merubah pergeseran arah reaksi
Sebagai gambaran misalnya :
A + B <===> C
Sebagaimana kita ketahui, suatu katalis mempercepat reaaksi dengan cara menurunkan energi aktivasi (energi pengaktivan). Dari diagram diatas dapat kita lihat kehadirannya akan menurunkan energi ktivasi ke kanan maupun ke kiri. Hal ini berarti bahwa baik reaksi maju maupun reaksi balik sama-sama dipercepat oleh katalis, sehingga kedua-duanya memperoleh laju yang sama besar. Jadi suatu katalis berfungsi mempercepat tercapainya kesetimbanganc. Komponen
Jumlah komponen dalam suatu sistem merupakan jumlah minimum dari spesi yang secara kimia independen yang diperlukan untuk menyatakan komposisi setiap fasa dalam sistem tersebut. Cara praktis untuk menentukan jumlah komponen adalah dengan menentukan jumlah total spesi kimia dalam system dikurangi dengan jumlah-jumlah reaksi kesetimbangan yang berbeda yang dapat terjadi antara zat-zat yang ada dalam sistem tersebut. Contoh:
CaCO3 ↔CaO + CO2
komponen reaksi diatas dapat dihitung dengan menggunakan rumus
C = S – R = 3 – 1 = 2
d. Derajat Kebebasan
Dalam membicarakan kesetimbangan fasa, kita tidak akan meninjau variabel ekstensif yang bergantung pada massa dari setiap fasa tetapi meninjau variabel-variabel intensif seperti suhu, tekanan, dan komposisi (fraksi mol). Jumlah variabel intensif independen yang diperlukan untuk menyatakan keadaan suatu system disebut derajat kebebasan dari sistem tersebut
Sistem satu-komponen
Jika liquid dan uap murni, maka keadaan kesetimbangan antar 2 fase dijelaskan oleh persamaan:
;
; and
dengan dan adalah tekanan liquid dan uap, dan adalah suhu liquid dan uap, dan dan adalah energi bebas Gibbs molar liquid dan uap.[2] Temperatur, tekanan, dan energi bebas Gibbs liquid dan uap nilainya sama untuk komponen murni dalam kesetimbangan.
Kondisi kesetimbangan uap-cair juga dapat menggunakan konsep fugasitas. Kesetimbangan dapat dijelaskan melalui persamaan berikut:
dengan dan adalah fugasitas liquid dan uap, pada suhu Ts dan tekanan Ps sistem
Untuk sistem satu komponen, seperti air murni,
υ = 3 – P
Karena fasa tidak mungkin = 0, maka derajad kebebasan masimum adalah 2 artinya sistem 1 komponen paling banyak memiliki 2 variabel intensif untuk menyatakan keadaan sistem yaitu P (tekanan) dan T (suhu). Diagram fasa adalah diagram yang menggambarkan keadaan sistem (komponen dan fasa) yang dinyatakan dalam 2 dimensi. Dalam diagram ini tergambar sifat- sifat zat seperti titik didih, titik leleh, titik tripel. Sebagai contoh adalah diagram fasa 1 komponen adalah diagram fasa air.
Jika hanya ada satu fasa, υ = 2 dan P dan T dapat diubah-ubah dengan bebas. Dengan kata lain, fasa tunggal diggambarkan dengan daerah pada diagram fasa. Jika dua fasa ada dalam kesetimbangan, υ = 1, yang berarti tekanan bukanlah variabel bebas jika kita sudah menentukan temperaturnya. Jadi, kesetimbangan dua fasa diggambarkan dengan garis di dalam diagram fasa. Daripada memilih temperatur, kita dapat memilih tekanan, tetapi dengan pemilihan itu, kedua fasa mencapai kesetimbangan pada temperatur tertentu. Oleh karena itu, pembekuan (atau transisi fasa yang lain) terjadi pada temperatur tertentu pada tekanan tertentu.
Jika ketiga fasa ada dalam kesetimbangan, υ = 0. Kondisi invarian yang khusus ini hanya dapat terjadi pada temperatur dan tekanan tertentu. Oleh karena itu, kesetimbangan tiga fasa itu digambarkan dengan satu titik, yaitu titik tripel, pada diagram fasa. Empat fasa tidak dapat berada pada kesetimbangan dalam sistem satu-komponen karena υ tidak dapat negatif.
Segi-segi ini digambarkan dengan diagram fasa air seperti terlihat dalam gambar di atas. Kejadian-kejadian yang berlangsung ketika sampel pada a didinginkan pada tekanan tetap. Seluruh sampel tetap berupa gas sampai temperaur mencapai b, ketika muncul cairan. Sekarang, kedua fasa dalam kesetimbangan dan υ = 1. Karena kita memutuskan untuk menentukan tekanan, sehingga kita kehilangan satu-satunya derajat kebebasan, temperatur dimana kesetimbangan ini terjadi, di luar kendali kita. Penurunan temperatur membawa sistem ke c dalam daerah cairan satu-fasa. Sekarang, temperatur dapat diubah-ubah di sekitar titik c sesuai dengan keinginkan kita, dan baru ketika es muncul di d, varian menjadi 1 lagi. Diagram di atas menggambarkan hubungan antara tekanan dan suhu pada sistem 1 komponen air. Titik tripel memperlihatkan suhu dimana air mempunyai 3 fasa yaitu padat, cair dan gas.
Sistem Dua Komponen Cair-Cair
Dua cairan dikatakan misibel sebagian jika A larut dalam jumlah yang terbatas, dan demikian pula dengan B, larut dalam A dalam jumlah yang terbatas. Bentuk yang paling umum dari diagram fasa T-X cair-cair pada tekanan tetap, biasanya 1 atm (seperti gambar diatas). Diagram diatas dapat diperoleh secara eksperimen dengan menambahkan suatu zat cair ke dalam cairan murni lain pada tekanan tertentu dengan variasi suhu.
Cairan B murni yang secara bertahap ditambahkan sedikit demi sedikit cairan A pada suhu tetap (T1). Sistem dimulai dari titik C (murni zat B) dan bergerak kea rah kanan secara horizontal sesuai dengan penambahan zat A. Dari titik C ke titik D diperoleh satu fasa (artinya A yang ditambahkan larut dalam B). Di titik D diperoleh kelarutan maksimum cairan A dalam cairan B pada suhu T1.
Penambahan A selanjutnya akan menghasilkan sistem dua fasa (dua lapisan), yaitu lapisan pertama (L1) larutan jenuh A dalam B dengan komposisi XA,1 dan lapisan kedua (L2) larutan jenuh B dalam A dengan komposisi XA,2. Kedua lapisan ini disebut sebagai lapisan konyugat ( terdapat bersama-sama di daerah antara D dan F). Komposisi keseluruhan ada diantara titik D dan F. Di titik E komposisi keseluruhan adalah XA,3. Jumlah relatif kedua fasa dalam kesetimbangan ditentukan dengan aturan lever. Di titik E lapisan pertama lebih banyak dari lapisan kedua. Penambahan A selanjutnya akan mengubah komposisi keseluruhan semakain ke kanan, sementara komposisi kedua lapisan akan tetap XA,1 dan XA,2.
Perbedaan yang terjadi akibat penambahan A secara terus menerus terletak pada jumlah relative lapisan pertama dan kedua. Semakin ke kanan jumlah relative lapisan pertama akan berkurang sedangkan lapisan kedua akan bertambah. Di titik F cairan A yang ditambahkan cukup untuk melarutkan semua B dalam A membentuk larutan jenuh B dalam A. Dengan demikian sistem di F menjadi satu fasa. Dari F ke G, penambahan A hanya merupakan pengenceran larutan B dalam A. Untuk mencapai titik G di perlukan penambahan jumlah A yang tak terhingga banyaknya atau dengan melakukan percobaan mulai dari zat A murni yang kemudian di tambah zat B sedikit demi sedikit sampai di capai titik F dan seterusnya.
Jika percobaan dilakukan pada suhu tinggi akan di peroleh batas kelarutan yang berbeda. Semakin tinggi suhu, kelarytan masing-masing komponen satu sama lain meningkat, sehingga daerah fasa semakin menyempit. Kurva kelarutan pada akhirnya bertemu disuatu titik pada suhu konsolut atas, atau disebut juga suhu kelarutan kritis (Tc). Di atas titik Tc cairan saling melarut sempurna dalam berbagai komposisi.
Sistem Tiga Komponen
Sistem terner merupakan sistem tiga komponen yang membentuk sepasang zat cair yang bercampur sebagian. Maksudnya larutan 1 dan larutan 2 membentuk dua fasa tetapi ketiga ditambahkan larutan 3 maka larutan 3 ini akan terdistribusi sebagian dilarutan 1 dan sebagian lagi dilarutan 2 sehingga terbentuklah 1 fasa. Ketiga jenis larutan yang digunakan yakni kloroform bersifat nonpolar, air bersifat polar dan asam asetat bersifat semipolar.
Kloroform yang digunakan dalam percobaan kali ini dibuat bervariasi volumenya yakni 3 L, 4 mL, 5 mL, 6 mL, dan 7 mL. Hal ini dilakukan untuk mengamati besarnya pengaruh kloroform terhadap banyaknya volume CH3COOH glasial yang dibutuhkan terbentuk dua fasa. Hal ini disebabkan karena adanya perbedaan kepolaran yakni kloroform bersifat nonpolar sedangkan air bersifat polar. Selain itu karena massa jenis CHCl3 = 1,48 g/mL sedangkan air sebesar 0,998 g/mL, maka pada percobaan ini diperoleh lapisan kloroform berada dilapisan bawah sedangkan air di lapisan atas karena ρ kloroform > ρ air.
Campuran air dan kloroformselanjutnya dititrasi dengan asam asetat glasial dan membentuk satu fasa. Hal ini disebabkan CH3COOH glasial bersifat semipolar sehingga dapat larut sebagian dalam air dan sebagiannya lagi dalam kloroform. Disinilah penerapan dari sistem tiga komponen sistem terner yang bercampur sebagian.
Berdasarkan hasil percobaan diperoleh banyaknya volume CH3COOH yang dibutuhkan untuk menitrasi campuran air-kloroform berturut-turut adalah 7,13 mL; 8,43 mL; 11,60 mL; 11,33 mL dan 12,53 mL.hasil ini tidak sesuai dengan teori karena volume CH3COOH yang dibutuhkan saat penambahan 6 mL kloroform mengalami penurunan. Padahal menurut teori, semakin banyak volume kloroform yang digunakan maka semakin banyak pula volume CH3COOH glasial yang dibutuhkan untuk membentuk satu fasa. Hal ini dikarenakan kurang ketelitian saat mengamati telah terbentuk satu fasa atau belum.
Berdasarkan grafik diketahui bahwa asam asetat lebih suka bercampur dengan air dibandingkan kloroform. Hal ini terlihat pada grafik yang lebih condong ke arah kanan atau ke air. Hal ini terjadi karena bertambahnya kelarutan kloroform dalam air lebih cepat dibandingkan kelarutan air dalam kloroform. Selain itu asam asetat lebih suka ke air karena massa jenis asam asetat lebih dekat dengan ρ H2O yaitu 1,047 g/mL dan 0,998 g/mL. Hasil ini telah sesuai dengan teori bahwa asam asetat lebih suka pada air dibandingkan kloroform karena bertambahnya kelarutan kloroform dalam air lebih cepat dibandingkan kelarutan air dalam kloroform. Berdasarkan grafik, diperoleh terdapat plat ploint di bawah kurva yakni saat volume kloroform 6 mL. Hal ini menandakan bahwa volume CH3COOH yang dibutuhkan untuk menitrasi campuran air-kloroform masih kurang.
d. KESEIMBANGAN
Pada perhitungan stage wise contact konsep keseimbangan memegang peran penting selain neraca massa dan neraca panas. Konsep rate processes tidak diperhatikan pada alat kontak jenis ini karena dianggap kontak pada alat ini berlangsung dengan baik sehingga arus-arus yang keluar dari stage dalam keadaan keseimbangan. Oleh karena itu pada awal pembahasan stage wise contact perlu diulangi atau diingat kembali dasar-dasar keseimbangan yang sudah dipelajari pada matakuliah-matakuliah sebelumnya (Termodinamika dan Kimia fisika).
Perubahan suhu (T), tekanan (P), konsentrasi (C), dan entalpi (H) selama proses pemisahan dapat dianalisa berdasarkan konsep kesetimbangan termodinamik. Korelasi fase menurut kaidah fase Gibbs:
F=C – P + 2 …………………………………………………….(1)
dengan:
F = variabel intensif/bebas
C = jumlah spesies atau komponen dalam sistem
P = jumlah fase dalam sistem
Kesetimbangan, cair (air) → uap air
C = 1,P = 2 (cair dan uap), maka F = 1
Hanya satu variabel dapat diubah bebas, jika dipilih tekanan tertentu maka suhu keseimbangan akan tertentu atau sebaliknya, jika dipilih suhu tertentu maka tekanan keseimbangan akan tertentu.
Campuran biner (Metanol — air) dalam kesetimbangan uap — cair
C = 2 (metanol = 1; air = 1), P = 2 (cair dan uap), maka F = 2
Jadi untuk komposisi (konsentrasi) dan tekanan keseimbangan tertentu, maka suhu keseimbangan akan tertentu pula. Untuk komposisi (konsentrasi) dan suhu keseimbangan tertentu, maka tekanan keseimbangan akan tertentu pula. Jika dipilih suhu dan tekanan keseimbangan tertentu, maka konsentrasi keseimbangan akan tertentu pula.
Keseimbangan Uap — Cair
Teori dasar keseimbangan fasa menyatakan bahwa bila sistem dalam keadaan seimbang, maka akan berlaku:
dengan fugasitas komponen ’i’ pada fasa cair sama dengan fugasitas komponen ‘i’ pada fasa gas.
Persamaan (2) dapat juga dituliskan sebagai:
dengan:
γi= koefisien aktivitas komponen ‘i’ di fasa cair
Xi= fraksi mole ‘i’ di fasa cair
F°i= fugasitas komponen ‘i’ murni pada keadaan standar
∅i = koefisien fugasitas komponen ‘i’ di fasa uap
yi = fraksi mole ‘i’ di fasa uap
Jika tekanan uap murni komponen ‘i’ rendah dan Pt 1 atm, maka dapat diganti Untuk ini persamaan (3) dapat dituliskan menjadi:
Nilai yang menyatakan sifat ketidak-idealan sistem perlu diketahui, yang dapat dilakukan dengan:
a. Melihat data pendekatan dari berbagai pustaka, untuk keadaan-keadaan tertentu.
b. Melakukan pendekatan dengan berbagai model:
Two-Suffix Margules
Van Laar
Wilson’s, dan lain-lain
e. Perhitungan kesetimbangan :
Tetapan Kesetimbangan
Tetapan kesetimbangan (K) merupakan konstanta (angka/nilai tetap) perbandingan zat ruas kanan dengan ruas kiri pada suatu reaksi kesetimbangan. Tiap reaksi memiliki nilai K yang khas, yang hanya berubah dengan pengaruh suhu.
Ada dua macam tetapan kesetimbangan, yaitu: KC dan KP.
Perbedaannya:
- KC diukur berdasarkan konsentrasi molar zat-zat yang terlibat.
- KP diukur berdasarkan tekanan parsial gas-gas yang terlibat (khusus fasa gas).
Ada beberapa simbol lain untuk KC, sesuai jenis reaksi kesetimbangannya, seperti:
- Ka, untuk reaksi kesetimbangan asam lemah
- Kb, untuk reaksi kesetimbangan basa lemah
- Kw, untuk reaksi kesetimbangan air (water) dan
- Kh, untuk reaksi kesetimbangan hidrolisis
Meskipun berbeda simbol/nama, perhitungannya sama dengan KC.
Reaksi kimia, seperti pembentukan hydrogen iodide dari hydrogen dan iodine dalam fase gas,
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI
Pada umumnya bersifat reversible, dan ketika kecepatan dari reaksi kedepan dan kebelakang sama, konsentrasi dari reaktan dan produk tetap konstan seiring berjalannya waktu. Kita akan mengatakan reaksi tersebut telah mencapai keadaan kesetimbangan.
Dalam eksperimen ditemukan bahwa reaksi selesai ketika kesetimbangan telah dicapai sangat bervariasi. Dalam beberapa kasus konsentrasi produk jauh lebih besar dibandingkan dengan konsentrasi reaktan, dalam kasus lain yang terjadi adalah kebalikannya.Konsentrasi kesetimbangan mencerminkan kecenderungan intrinsic atom untuk hadir sebagai molekul-molekul reaktan atau produk. Meskipun sejumlah konsentrasi yang memenuhi kondisi kesetimbangan tersebut bisa menjadi begitu besar, hanya ada satu rumus umum pada suhu tertentu suatu reaksi pada saat kesetimbangan. Untuk reaksi umum dalam larutan berair.
A(aq) + B(aq) ↔ C(aq) + D(aq)
Rumus ini adalah:
K = [C]e[D]e
[A]e[B]e
Rumus tetapan kesetimbangan (KC)
Rumus tetapan kesetimbangan KC secara garis besar merupakan perbandingan (hasil bagi) antara konsentrasi molar ([ ]) zat-zat ruas kanan dengan konsentrasi molar zat ruas kiri yang dipangkatkan dengan koefisiennya.
Karena fasa padat (s) dan cair (l) tidak memiliki konsentrasi, maka kedua fasa ini tidak dilibatkan dalam rumus tetapan kesetimbangan KC (diberi nilai=1).
Perlu diingat:
tanda kurung siku ([ ]) merupakan simbol untuk konsentrasi molar zat.
KC = [zat ruas kanan]koefisien
[zat ruas kiri]koefisien
angka yang dipakai untuk menyusun Kc adalah angka saat keadaan setimbang
Mari kita perhatikan contoh berikut:
Contoh (KC):
Diketahui persamaan reaksi kesetimbangan sebagai berikut:
CaCO3 (s) + 2 H2O (l) ↔ Ca(OH)2 (aq) + H2CO3 (aq)
Tentukan rumus tetapan kesetimbangannya!
Penyelesaian:
Koefisien persamaan reaksi: 1 - 2 - 1 -1
KC = [Ca(OH)2]1 x [H2CO3]1
1 x 1 Catatan:
CaCO3 dan H2O tidak disertakan dalam rumus tetapan kesetimbangan, karena memiliki fasa padat (s) dan cair (l). Masing-masing diberi nilai = 1.
= [Ca(OH)2][H2CO3]
Diketahui persamaan reaksi kesetimbangan sebagai berikut:
2 S2O3 (g) + O2 (g) ↔4 SO2 (g)
Tentukan rumus tetapan kesetimbangan KC untuk reaksi tersebut!
Penyelesaian:
Koefisien persamaan reaksi: 2 - 1 - 4
KC = [SO2]4
[S2O3]2 x [O2]1
= [SO2]4
[S2O3]2 [O2]
Diketahui suatu reaksi kesetimbangan
2A + B <==> A2B
Pada kondisi awal di dalam bejana 2 liter terdapat 2 mol A dan 2 mol B. Jika dalam kesetimbangan
0,5 mol A, maka tetapan kesetimbangannya adalah....
Jawab
Dari permasalahan dapat ditentukan jumlah mol sebagai berikut.
Jadi
Dalam suatu ruang 1 liter pada suhu T°C terdapat dalam keadaan setimbang 2 mol NH3, 1 mol O2, dan 2 mol H2 menurut persamaan reaksi:
Tentukan harga tetapan kesetimbangan Kc pada suhu tersebut!
Pembahasan
Tetapan kesetimbangan reaksi di atas
Karena volumnya adalah satu liter, maka konsentrasinya tinggal masukkan molnya masing-masing.
4. Diketahui suatu reaksi kesetimbangan
Pada kondisi awal di dalam bejana satu liter terdapat 2 mol A dan 2 mol B. Jika dalam kesetimbangan terdapat 0,5 mol A, maka tetapan kesetimbangannya adalah....
A. 4,0
B. 2,4
C. 2,0
D. 1,2
E. 0,6
(umptn 1992)
Pembahasan
Saat kesetimbangan terdapat 0,5 mol dari awalnya 2 mol, sehingga A yang bereaksi adalah 1,5 mol. Gunakan untuk menentukan mol-mol yang lain saat kesetimbangan.
Sehingga tetapan kesetimbangan
5. Dalam wadah 1 liter terjadi reaksi kesetimbangan
dengan harga Kc = 0,5 pada suhu tertentu. Konsentrasi I2 yang diperlukan agar saat kesetimbangan terdapat P M H2 dan Q M HI adalah....
A. 0,5(P) / (Q)2
B. (Q)2/0,5 (P)
C. (Q)/0,5 (P)
D. (Q)2/(P)
E. 0,5 (Q)2/(P)
(UN 2012)
Pembahasan
Tetapan kesetimbangan untuk reaksi di atas
Masukkan datanya sehingga
6. HBr sejumlah 0,1 mol dimasukkan ke dalam labu satu liter dan terurai menurut reaksi
Jika Br2 yang terbentuk 0,015 mol maka tetapan kesetimbangannya sama dengan....
A. 1,6 × 10−2
B. 4,6 × 10−2
C. 2,5 × 10−1
D. 3,2 × 10−1
E. 7,5 × 10−1
(UMPTN 1996)
Pembahasan
Tentukan dulu jumlah mol saat kesetimbangan, dari mol Br2 yang diketahui
7. Karena volume adalah 1 liter, maka konsentrasinya tidak masalah, langsung bisa masukkan data, sehingga tetapan kesetimbangan reaksi di atas dengan demikian adalah
8. Dalam ruang 5 liter direaksikan 0,5 mol N2 dengan 0,4 mol gas O2 menurut reaksi:
N2 (g) + O2 (g) ↔ 2NO (g)
Setelah tercapai keadaan setimbang terbentuk 0,2 mol gas NO. Harga Kc adalah.....
A. 1/2
B. 1/3
C. 1/4
D. 1/5
E. 2/5
(Ebtanas 2001)
Pembahasan
Cari mol-mol lain saat kesetimbangan dari molnya gas NO yang diketahui:
N2 (g) + O2 (g) ↔ 2NO (g)
mol awal 0,5 mol 0,4 mol -
mol reaksi 0,1 mol 0,1 mol 0,2 mol
_______________________________________
mol setimbang 0,4 mol 0,3 mol 0,2 mol
Konsentrasi saat setimbang:
[N2] = 0,4/5
[O2] = 0,3/5
[NO] = 0,2/5
Sehingga tetapan kesetimbangan:
9. Pada Pemanasan 1 mol gas SO3 dalam ruang yang volumenya 5 liter diperoleh gas o2 sebanyak 0.25 mol. Pada keadaan tersebut tetapan kesetimbangan Kc adalah…
2SO3 ⇌ 2SO2 + O2
M 1 – –
B 0.5 0.5 0.25 –
S 0.5 0.5 0.25
Molar 2SO3 = 0.5 / 5 = 0.1
Molar 2SO2 = 0.5 / 5 = 0.1
Molar O2 = 0.25 / 5 = 0.05
Kc = [SO2]2 . [O2] / [SO3]2
= [0.1]2 . [0,1] / [0.05]2
= 0.05
10. Pada Suatu reaksi kesetimbangan
2Al(s) + 3H2O ⇌ Al2O3(s) + 3H2
Mula-mula terdapat 1 mol Al dan 1 mol uap air. Setelah kesetimbangan tercapai terdapat 0.6 mol hz. Harga tetapan kesetimbangan adalah…
2Al(s) + 3H2O ⇌ Al2O3(s) + 3H2
M 1 1 – –
B 0.4 0.6 0.2 0.6 –
S 0.6 0.4 0.2 0.6
Kc = [H2]3 / [H2O]3
= [0.6]3 / [0.4]3
= 0.216 / 0.064
= 3.375
Rumus tetapan kesetimbangan (KP)
Rumus tetapan kesetimbangan KP merupakan perbandingan (hasil bagi) antara tekanan parsial (PX) zat-zat ruas kanan dengan tekanan parsial zat ruas kiri yang dipangkatkan dengan koefisien masing-masing..
Hanya zat yang berfasa gas (g) yang diperhitungkan dalam rumus tetapan kesetimbangan KP.
Zat dengan fasa selain gas (S, l, dan aq) tidak dicantumkan dalam rumus tetapan kesetimbangan, tetapi diberi nilai = 1.
KP = (tekanan parsial zat ruas kanan)koefisien
(tekanan parsial zat ruas kiri)koefisien
Untuk lebih jelasnya, mari kita lihat contoh berikut:
Contoh (KP):
Diketahui persamaan reaksi kesetimbangan sebagai berikut:
CO2 (aq) ↔CO2 (g)
Tentukan rumus tetapan kesetimbangan KP untuk reaksi tersebut!
Penyelesaian:
Koefisien persamaan reaksi: 1 - 1
KP = (PCO2)1
1 Catatan:
Rumus KP hanya berlaku untuk zat yang berfasa gas, sehingga CO2 pada ruas kiri (aq) tidak dilibatkan, hanya diberi nilai = 1.
= (PCO2)
Gas N2 bereaksi dengan gas H2 pada suhu 30° membentuk gas NH3. Pada keadaan setimbang, tekanan parsial gas H2 = 1/4 atm, gas N2 = 1/12 atm dan gas NH3 = 1/4 atm. Tentukan tetapan kesetimbangan Kp pada suhu tersebut!
Pembahasan
Kp adalah tetapan kesetimbangan berdasarkan tekanan parsial gas.
Untuk reaksi:
m A (g) + n B (g) ↔ r C (g) + s D (g)
Tetapan kesetimbangan Kp adalah:
Jangan lupa yang masuk rumus Kp hanya fase gas (g) saja.
Kembali ke soal:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)
Dengan data:
PN2 = 1/2 atm
PH2 = 1/4 atm
PNH3 = 1/4 atm
Sehingga tetapan kesetimbangan Kp
2. PCl5 dapat terdekomposisi menjadi PCl3 dan Cl2 membentuk reaksi kesetimbangan
PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
Jika pada suhu 250°C harga Kp untuk reaksi tersebut adalah 2 dan PCl5 terdisosiasi sebanyak 10%, tentukan tekanan total sistem!
Pembahasan
Terdisosiasi 10% artinya jumlah mol zat yang terurai atau bereaksi adalah 10% atau 0,1 dari jumlah mol mula-mula.
Misalkan jumlah mol PCl5 mula-mula adalah a, maka yang bereaksi adalah 0,1 a.
Reaksi:
PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
Jumlah mol-mol gas saat setimbang:
Tekanan parsial masing-masing gas:
Dari rumus Kp
Masukkan data
3. Pada suhu tertentu terjadi reaksi kesetimbangan
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)
Pada keadaan setimbang terdapat tekanan parsial gas H2 = x atm dan gas NH3 = y atm. Jika harga Kp = 54, tekanan parsial gas N2 adalah....
A. 54 ⋅ (y)2 / (x)3
B. (y)2 / (x)3 ⋅ 54
C. (y)2 / (x)3
D. (x)3 / (y)2
E. 54 ⋅ (y)2 / (x)
(Kesetimbangan - un 2012)
Pembahasan
Reaksi:
N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g)
4. Harga Kp untuk reaksi kesetimbangan
2X (g) ↔ 3Y (g)
pada suhu tertentu adalah 1/8. Jika tekanan parsial Y pada keadaan setimbang adalah 2 atm, tentukan tekanan parsial X!
Pembahasan
Reaksi
2X (g) ↔ 3Y (g)
Tetapan kesetimbangan Kp untuk reaksi di atas
Kesetimbangan Asam – Basa
Kita telah tahu bahwa air adalah elektrit lemah, terurai menjadi ion H3O+ dan OH:
2H2O ↔ H3O+ + OH-
Tingkat penguraian air ini telah diukur dengan eksperimen, dan pada 25oC, konsentrasi ion hidronium dan hidroksida ditemukan sebesar 1,0 x 10-7M. hal ini berarti Kw, tetapan autoprotolisis dari air 1.0 x 10-14 ada 25oC.
Kw = [ H3O+ + OH-]
Kw = (1,0 x 10-7) (1,0 x 10-7)
Kw = 1,0 x 10-14
Menghitung konsentrasi ion hidronium pada asam lemah tidak sama dengan menghitung pada larutan asam kuat, sebab tidak semua asam lemah yang larut dapat terionisasi. Untuk menghitung konsentrasi ion hidronium, kita harus menggunakan konstanta kesetimbangan untuk asam lemahnya. Untuk larutan asam lemah, kita menggunakan konstanta kesetimbangan asam lemah, Ka¬. Secara umum :
HA(aq) + H2O(l) <—> H3O+(aq) + A–(aq)
Nilai Ka untuk asam lemah tersebut adalah :
Ka = {[H3O+][A–]} / [HA]
Sebagai catatan, [HA] menunjukkan konsentrasi molar HA pada kesetimbangan, bukan konsentrasi awal. Konsentrasi air tidak ditunjukkan pada persamaan Ka, sebab konsentrasi air ([H2O]) merupakan konstanta yang akan tergabung dengan Ka.
Konstanta kesetimbangan basa lemah adalah Kb. Kita menggunakannya sama persis seperti pada saat kita menggunakan Ka. Yang dicari pada basa lemah adalah [OH–]-nya.
Contoh Soal 1
Berapa konsentrasi H+ dan OH– dalam 500 mL larutan HCl 0,1 M?
Jawab
HCl(aq) → H+(aq) + Cl–(aq)
Perbandingan koefisien = 1 : 1 : 1
Konsentrasi OH– dalam HCl 0,1 M adalah
[H+] [OH–] = 10–14 M
0,1 M [OH–] = 10–14 M
Contoh soal 2
Berapa konsentrasi ion H+ dan ion SO42– dalam 500 mL larutan H2SO4 0,2 M?
Jawab
H2SO4(aq) → 2H+(aq) + SO42–(aq)
Perbandingan koefisien = 1 : 2 : 1
Contoh soal 3
Berapa konsentrasi OH– dan H+ dalam larutan NaOH 0,2 M?
Jawab
NaOH(aq) → Na+(aq) + OH–(aq)
Perbandingan koefisien = 1 : 1 : 1
[H+] [OH–] = 10–14 M
[H+] x 0,2 = 10–14 M
Contoh soal 4
Apakah terjadi larutan buffer jika 100 mL CH3COOH 0,5 M direaksikan dengan 200 mL NaOH 0,2 M?
Jawab
pH Larutan Buffer
pH buffer asam
Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai
pH buffer basa
Jika konsentrasi dinyatakan dengan molar (mol per liter), maka persamaan dapat ditulis sebagai
Contoh 1
Sebanyak 1 L larutan penyangga mengandung CH3COOH 0,1 M dan CH3COONa 0,1 M. Jika Ka CH3COOH = 1,8 × 10–5, maka tentukan
a. pH larutan penyangga
b. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL HCl 0,1 M,
c. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL NaOH 0,1 M.
Jawab
a. Jumlah mol basa konjugasi (CH3COO–) diperoleh dari garam CH3COONa
Jumlah mol masing-masing zat dapat ditentukan dengan cara sebagai berikut.
Jumlah mol CH3COOH = 1 L × 0,1 mol.L-1 = 0,1 mol
Jumlah mol CH3COONa = 1 L × 0,1 mol.L-1 = 0,1 mol
pH larutan buffer dihitung dengan persamaan berikut
b. pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL HCl 0,1 M
HCl merupakan suatu asam m,aka penambahannya sama dengan meningkatkan ion H+ dalam campuran. Jumlah mol HCl = 0,01 L × 0,1 mol.L-1 = 0,001 mol
H+ yang ditambahkan sama dengan konsentrasi mula-mula asam karena merupakan asam kuat dan akan bereaksi dengan akan bereaksi dengan CH3COO- membentuk CH3COOH yang tidak terionisasi.
Dari reaksi diperoleh
Mol CH3COO– = mol CH3COONa = 0,099
mol CH3COOH = 0,101
pH larutan penyangga setelah ditambah asam kuat HCl dapat dihitung sebagai berikut.
2. Pada larutan penyangga, CH3COOH akan menetralisir basa kuat NaOH yang ditambahkan. Jumlah mol NaOH yang ditambahkan. Dapat dihitung dengan cara sebagai berikut.
Jumlah mol NaOH = 0,01 L × 0,1 mol L–1 = 0,001 mol
NaOH merupakan basa kuat maka jumlah ion OH– yang ditembahkan sama dengan konsentrasi awal NaOH dan akan bereaksi H+ dalam larutan membentuk H2O. Agar tetap seimbang maka CH3COOH terurai menjadi CH3COO– dan H+. H+ yang terbentuk sebanyak yang bereaksi dengan OH-.
Persamaan reaksi dan jumlah mol masing-masing spesi.
Dari reaksi diperoleh
mol CH3COO– = 0,101
mol CH3COOH = 0,099
pH larutan penyangga setelah penambahan basa kuat dapat dihitung sebagai berikut.
Jadi, pH larutan penyangga jika ditambah 10 mL NaOH 0,1 M adalah 4,75.
CONTOH SOAL LAINNYA
Contoh 1
V mL NaOH 0,3 M ditambah 2V mL CH3COOH 0,3M, jika diketahui pKa CH3COOH = 5, tentukan pH lartuan yang terbentuk?
Jawab
Campuran di atas merupakan larutan penyangga asam (asam lemah + basa konjugasi)
pH = -log H+
pH = 5
perhatikan langkah kerja berikut sedikit berbeda dengan langkah-langkah yang telah dikerjakan sebelumnya tetapi tetap memberi hasil yang sama. Pada contoh terdahulu rumus
Langsung dijadikan pH dengan cara dikalikan –log, sehingga diperoleh rumus berikut
Sedangkan pada contoh di atas di cari terlebih konsentrasi H+. Baru di masukan pada pH = log H+.
Contoh 2
Tentukan pH larutan 0,01 M garam yang diperoleh dari basa lemah dan asam kuat bila diketahui Kb basa = 10-6?
Jawab
Contoh 3
Untuk membuat larutan pH = 5, maka ke dalam 100 mL larutan 0,1 M asam asetat (Ka = 105) harus ditambah NaOH sebesar…..(penambahan volume akibat penambahan diabaikan dan Mr.NaOH = 40)
Jawab
Massa NaOH = 5 mmol x 40 mg/mmol = 200 mg
Contoh 4
Tentukan konstanta asam HZ bila asam lemah HZ 0,5 M mempunyai pH = 4-log 5.
Jawab
pH = 4-log 5
H+ = 5 x 10-4
25 x 10-8 = Ka x 0,5
Ka= 5 x 10-7
Contoh 5
Suatu larutan penyangga di buat dengan mencampur 60 mL larutan NH3 0,1 M dengan 40 mL larutan NH4Cl 0,1 M. Berapa pH larutan penyangga yang diperoleh jika diketahui Kb.NH3 = 1,8 x 10-5?.
Jawab
Mol NH3 = 0,1 mmol mL-1 x 60 mL = 6 mmol
Mol NH4Cl = NH4+ = 0,1 mmol.mL-1 x 40 mL = 4 mmol
pH = – log OH
= -log 2,7 x 10-5
= 4,57
Karena yang ditanyakan pH, maka berlaku rumus
pKw = pH + pOH
14 = 4,57 + pOH
pOH = 14 – 4,57 = 9,43
jadi pH larutan buffer yang diperoleh 9,43
Kesetimbangan Kelarutan
Tetapan kesetimbangan yang mengekspresikan kelarutan dari sebuah endapan dalam air biasa disebut tetapan hasil kali kelarutan. Untuk sebuah endapan perak klorida, tetapan kesetimbangan dari reaksi
AgCl(s) ↔ Ag+(aq) + Cl-(aq)
adalah
aAg+ aCl-
Ko=
aAgCl
Aktivitas dari AgCl padat selalu konstan, dan sesuai kesepakatan kiya mengambilnya sebagai sebagai satuan. Zat padat ini hanya dapat larut sedikit, akibatnya konsentrasi dari ion Ag+ dan Cl- kecil dan, terkecuali terdapat konsentrasi yang besar dari ion-ion lainnya. Aktivitas dapat diproksimasi oleh molaritas, menghasilkan
Ksp = [Ag+][Cl-]
Tetapan Ksp disebut tetapan hasil kali kelarutan produk.
Rumus kesetimbangan yang cocok untuk beberapa garam lainnya diberikan dibawah ini:
Garam : Ksp
BaSO4 [Ba2+ ] [SO42-]
Ag2CrO4 [Ag+2] [CrO42-]
CaF2 [Ca2+] [F-]2
Al(OH)3 [Al3+ ] [OH-]3
Rumus umum untuk garam AxBy yang terurai sebagai berikut :
AxBy = xAy+ + yBx-
adalah
Ksp = [Ay+]x[Bx-]y
Nilai numeric dari sebuah tetapan hasil kali kelarutan produk dapat langsung dihitung dari kelarutan senyawanya. Tentu saja, perhitungan dapat berjalan terbalik dan daya kelarutannya dapat dihitung dari Ksp. Jika ion-ion dari endapan menjalani reaksi seperti hidrolisa atau pembentukan kompleks, perhitungannya akan menjadi rumit.
Contoh soal:
1. Kelarutan AgCl dalam air pada 250C adalah 10-5 mol/L. Tentukan harga Ksp AgCl!
Jawab:
Diketahui : kelarutan (s) AgCl = 10-5 mol/L
AgCl ↔ Ag+ + Cl-
s s s
Ksp = [Ag+][ Cl-]
Ksp = s x s
Ksp = s2
Ksp = (10-5)2
Ksp = 10-10 Jadi Ksp AgCl adalah 10-10
2. Diketahui Ksp Ag2CrO4 = 4 x 10-12, berapa kelarutan Ag2CrO4?
Jawab:
Diketahui : Ksp Ag2CrO4 = 4 x 10-12
Ditanya : Kelarutan (s) Ag2CrO4 adalah ….
Ag2CrO4 ↔ 2Ag+ + CrO42-
s 2s s
Ksp = [Ag+]2 [ CrO42-]
Ksp = (2s)2 x s
Ksp = 4s3
s = 10-4 mol/L Jadi kelarutan (s) adalah 10-4 mol/L
3. Larutan basa lemah tepat jenuh L(OH)2 mempunyai pH = 10, tentukan Ksp basa tersebut.
Jawab :
Diketahui: pH basa L(OH)2 =10
Ditanya : Ksp basa L(OH)2 adalah …
pH = 10 ----------- pOH = 14 – pH
pOH = 14 -10
pOH = 4 -------------------- [OH-] = 10-4 ---------- s = 10-4
L(OH)2 ↔ L2+ + 2(OH)-
s s 2s
Ksp = [L2+] [OH]2
Ksp = s x (2s)2
Ksp = 4 x (10-4)3
Ksp = 4 x 10-12 Jadi Ksp basa L(OH)2 adalah 4 x 10-12
4. Diketahui Ksp larutan jenuh L(OH)2 adalah 5 x 10-13 berapa pH dari larutan jenuh L(OH)2?
Jawab :
Diketahui: Ksp larutan jenuh L(OH)2 = 5 x 10-13
Ditanya : pH dari L(OH)2 adalah ….
L(OH)2 ↔ L2+ + 2(OH)-
s s 2s
Ksp = [L2+] [OH]2
Ksp = s x (2s)2
Ksp = 4s3
s = 5 x 10-5 mol/L ------------------ [OH-] = 2s = 2 x 5 x 10-5
[OH-] = 10-4
pOH = -log 10-4
pOH = 4 ---------------- pH = 14 – pOH
pH = 14 – 4
pH = 10
Jadi pH larutan L(OH)2 adalah 10
5. Berapa kelarutan PbI2 (Ksp = 1,6 x 10-8) dalam larutan Pb(NO3)2 0,1 M?
Jawab :
Diketahui : Ksp PbI2 = 1,6 x 10-8
Kelarutan (s) Pb(NO3)2 = 0,1 M ------maka kelarutan ion sejenisnya Pb2+ = 0,1 M
Ditanya : kelarutan PbI2 = ….
PbI2 ↔ Pb2+ + 2I-
s s 2s
Ksp = [Pb2+] x [I-]2
Ksp = 0,1 x (2s)2
1,6 x 10-8 = 0,1 x 4s2
4s2 x 0,1 = 1,6 x 10-8
s2 = 1,6 x 10-8
4 x 0,1
s = 2 x 10-4 M ------------------------- jadi kelarutan PbI2 dalam Pb(NO3)2 adalah 2 x 10-4 M
h. Hubungan Kelarutan (s) dengan Tetapan Hasil Kali Kelarutan(Ksp)
1. Kelarutan (Solubility)
Istilah kelarutan (solubility) digunakan untuk menyatakan jumlah maksimal zat yang dapat larut dalam sejumlah tertentu pelarut. Kelarutan (khususnya untuk zat yang sukar larut) dinyatakan dalam satuan mol.L–1. Jadi, kelarutan (s) sama dengan molaritas (M).
Tetapan Hasil Kali Kelarutan (Ksp)
Dalam suatu larutan jenuh dari suatu elektrolit yang sukar larut, terdapat kesetimbangan antara zat padat yang tidak larut dan ion-ion zat itu yang larut.
Karena zat padat tidak mempunyai molaritas, maka tetapan kesetimbangan reaksi di atas hanya melibatkan ion-ionnya saja, dan tetapan kesetimbangannya disebut tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) (James E. Brady, 1990).
Contoh:
Tuliskan rumus tetapan hasil kali kelarutan untuk senyawa Mg(OH)2!
Jawab:
Mg(OH)2 dalam larutan akan terurai menjadi ion-ionnya,
Jadi hubungan antara kelarutan dan Tetapan Hasil Kali Kelarutan
Oleh karena s dan Ksp sama-sama dihitung pada larutan jenuh, maka antara s dan Ksp ada hubungan yang sangat erat. Jadi, nilai Ksp ada keterkaitannya dengan nilai s.
Secara umum hubungan antara kelarutan (s) dengan tetapan hasil kali kelarutan (Ksp) untuk larutan elektrolit AxBy dapat dinyatakan sebagai berikut:
Contoh Soal:
1. Pada suhu tertentu, kelarutan AgIO3 adalah 2 × 10–6 mol/L, tentukan harga tetapan hasil kali kelarutannya!
Jawab:
2. Harga Ksp Ag2S adalah 10–49, berapa kelarutan senyawa ini dalam air?
Jawab:
Kesetimbangan Pembentukan Komplek
Reaksi – reaksi yang melibatkan pembentukan kompleks dipergunakan oleh kimiawan dalam prosedur titrimetik dan gravimetrik. Kita akan membahas topik ini secara rinci dalam bab berikutnya. Pada kesempatan ini kita akan menggunakan komplwks yang terbentuk oleh perak dan ammonia untuk menggambarkan tetapan kesetimbangan dan kegunaannya dalam perhitungan.
Mahasiswa kimia pada awal karir mempelajari bahwa perak klorida padat akan terurai pada larutan ammonia. Rumusnya dapat ditulis secara molekuler seperti berikut:
AgCl (s) + 2NH3(aq) → Ag(NH3)2Cl
Senyawa, Ag(NH3)2Cl disebut kompleks. Sebabnya, senyawa tersebut ionic, terurai menjadi ion Ag(NH3)2+ yang disebut ligan, ke ion perak dinamakan ion metal pusat:
Ag+ + NH3 ↔ AgNH3+ (1)
AgNH3+ + NH3 ↔ Ag(NH3)2+ (2)
Tetapan kesetimbangan untuk kedua reaksi adalah:
[AgNH3+]
= K1
[Ag+ ] [NH3]
Dan
[Ag(NH3)2+]
= K2
[AgNH3+ ] [NH3]
Tetapan – tetapan ini disebut ketetapan kestabilan atai tetapan pembentukan dari komplek tersebut. Terkadan reaksi – reaksinya ditulis sebagai penguirai dari kompleks dan tetapan kesetimbangannya disebut tetapan ketidakstabilan atau tetapan disosiasi. Tetapan kestabilan dan ketidakstabilan saling kebalikan satu sama lain.
Untuk menentukan hubungan antara kesetimbangan dengan pembentuk kompleks perlu menggunakan metode Bjerrums yang diciptakan oleh Jannik Bjerrum.
Jika ada suatu senyawa ABm maka pembentukan kompleksnya terdiri dari tahap yaitu : seperti pada persamaan reaksi di bawah ini :
Maka sesuai tahap reaksi tersebut dapat ditulis konstan kesetimbangan atau biasa disebut dengan konstan kesetabilan yaitu :
Keterangan :
A : ion logam atau ion pusat
m : jumlah ligan yang diikat
B : ligan pensubtitusi
Dalam pelarut air biasanya kompleks yang memiliki ion pusat A memiliki komposisi membentuk kompleks dengan air (H2O) dengan jumlah air yang terikat di ligan bias 2, 4 atau 6. Pembentukan kompleks tersebut dengan ligan pensubtitusi B yaitu :
Pelarut mempengaruhi persamaan reaksi dan nilai konstanta kesetimbangan. Pada kompleks pada pelarut (H2O) , nilai total bilangan koordinasi logam adalah m dan jumlah bagian logam yang terikat dengan molekul air disebut x dan bagian y adalah bagian yang diserang oleh ligan pensubtitusi, sehingga persamaan menjadi saling berhubungan yaitu : x + y = m. Karena konstanta K1, K2,.....,Km menunjukan pembentukan kompleks, nilai konstanta tersebut merupakan. Kompleks yang memiliki nilai terbesar dari konstanta pembentukan merupakan kompleks yang stabil, sehingga nilai konstanta ini biasanya disebut dengan.
Misalnya dalam pembentukan kompleks AB3 dapat ditentukan sebagai produk dengan nilai K3 merupakan perkalian konstanta tiap reaksi kesetimbangan yang terbentuk.
Sehingga setiap konstanta kestabilan selalu memiliki berbagai variasi tahapan Ki yang merupakan produk hasil kali konstanta tiap beberapa tahapan konstanta kestabilan Ki (misalnya K2 = K1 K2 ; K3 = K1 K2 K3).
Konstanta kestabilan dapat dilihat dari reaksi dibawah ini :
Contoh :
1 mol AgCl dilarutkan dalam 500 ml NH3, konsentrasi NH3 adalah 0,1 M, K1 = 2 ,3 x 10-3 , K2 = 6,0 x 103, Hitung konsentrasi Ag+….?
Jawab :
K = K1 x K2
= (2,3 x 103) x (6,0 x 103) = 138 x 105
Konsentrasi Ag(NH3)2+ = 1 mmol/500 ml = 2 x 10-3
Soal:
Dalam fotografi, padatan AgBr yang tersisa dilarutkan dalam larutan Na2S2O3. Ion Ag+ bereaksi dengan ion S2O3 membentuk senyawa kompleks [Ag(S2O3)2]3-, dengan persamaan reaksi sebagai berikut
AgBr (s) ⇌ Ag+ (aq) + Br-(aq) ⟶ Ksp = 5,4 × 10-13
Ag+(aq) + 2 S2O32-(aq) ⇌ [Ag(S2O3) 2]3-(aq) ⟶ Kf = 2,0 × 1013
Jumlah padatan AgBr yang dapat larut dalam 125 mL larutan Na2S2O3 1,20 M adalah
7,14 g
B. 12,22 g
C. 14,08 g
D. 16,72 g
E. 40,65 g
Pembahasan :
AgBr (s) ⇌ Ag+ (aq) + Br–(aq) ⟶ Ksp = 5,4 × 10-13
Ag+(aq) + 2 S2O32-(aq) ⇌ [Ag(S2O3) 2]3-(aq)
⟶ Kf = 2,0 × 1013
AgBr (s) + 2 S2O32-(aq) ⇌ [Ag(S2O3) 2]3-(aq) + Br–(aq)
⟶K = Ksp × Kf =10,8
AgBr (s) + 2 S2O32-(aq) ⇌ [Ag(S2O3) 2]3-(aq) + Br–(aq)
Awal * 1,2 M – –
Berubah * –2x X X
Kesetimbangan * 1,2 – 2x X X
*AgBr berwujud padat maka tidak dilibatkan dalam proses hitung.
K = (x × x)÷(1,2 – 2x)2
10,8 = (x × x)÷(1,2 – 2x)2
10,8 (1,2 – 2x)2 = (x × x)
10,8 (1,44 – 4,8x + 4x2) = x2
43,2x2 – 51,84 x + 15,552 = x2
42,2x2 – 51,84 x + 15,552 = 0
Dari hasil hitung diperoleh x = 0,52077 M atau x = 0,70767 M
Untuk x = 0,70767 M ⟶ 2x = 1,41534 M, ini tidak mungkin, karena jumlah konsentrasi 2 S2O32-(aq) tidak mungkin melebih 1,2 M
[Br–] = 0,52077 M setara dengan 0,52077 M × 125 mL = 65,09625 mmol
Karena koefisien reaksi Br– dengan AgBr sama maka jumlah mol AgBr = 65,09625 mmol
Massa molar AgBr = 187,77 g/mol
Jika AgBr 65,09625 mmol = 0,06509625 mol × 187,77 g/mol = 12,2231228625 g
Alternatif jawaban yang paling mendekati adalah B. 12,22 g
Kesetimbangan Oksidasi – Reduksi
Tetapan kesetimbangan dari reaksi oksidari – reduksi didapat dari potensial suatu sel galvanic yang sesuai. Rumus kesetimbangan reaksi semacam ini telah diformulasikan dengan cara yang biasa.
Fe2+ + Ce4+ ↔ Fe3+ + Ce3+
Tetapan reaksi kesetimbangannya adalah :
[Fe3+] [Ce3+]
= K
[Fe2+ ] [Ce4+]
Contoh soal :
Oks1 + Red2 ↔ red1 + oks2
Dimana
Oks1 + e ↔ red1 E1◦
oks2 + e ↔ red2 E1◦
Hitung nilai dari konsentrasi kesetimbangan untuk kondisi – kondisi berikut ini : 50 ml dari 0,10 M red2 dititrasi dengan 0,10 M Oks1 . ketika 49,95 ml dari titran di tambahkan , reaksinya menjadi lengkap . penambahan 2 tetes lagi ( 0.10 ml ) titran, nilai dari pred2 berubah sampai 2,00 satuan
Penyelesaian :
Kita mulai dengan 50 x 0.10 = 5,0 mmol red2 dan pada 49,95 mltitran ada 0,0050 mmol yang tertinggal tanpa bereaksi. Untuk itu :
[Red2] =0,0050 mol99,95= 5,0 x 10-5
pRed2 = 4,30
untuk sebuah perubahan sebanyak 2,00 satuan, pRed2 = 6,30 dan [Red2] = 5,0 x 10-7 ketika volume titran nya 50,05 ml. Konsentrasi- konsentrasi lain nya adalah
[Oks1] 0,050 x 0,10 100,05 = 5,0 x 105
[Red1] = [Oks2] = 5,0 mmol 100,05 ml = 5,0 x 10-2 M
K = 5,0 x 10-25,0 x 10-25,0 x 10-55,0 x 10-7
K = 1,0 x 108
Kesetimbangan Simultan
Formulasi dari kesetimbangan untuk keempat tipe reaksi yang dipergunakan dalam analisis titrametrik merupakan hal yang lazim apabila dua atau lebih dari kesetimbangan ini terbentuk dalam larutan yang sama. Jika sebarang satu ion terlibat dalam lebih dari satu kesetimbangan, reaksinya akan disebut berinteraksi, atau akan dikatakan bahwa kesetimbangan itu secara simultan. Prinsip Le Chatelier dapat dibuat untuk membuat perkiraan kuantitatif mengenai hasil dari interaksi – interaksi semacam ini. Perhitungan kuantitatif bisa jadi sedikit lebih kompleks. Sebagai contoh, perhatikan efek pH terhadap daya kelarutan garam dari suatu asam lemah. Katakanlah kalsium karbonat CaCo3. Kesetimbangan kelarutannya adalah
CaCO3(s) ↔ Ca2+ + CO32-
Ion karbonat adalah basa dan bereaksi dengan ion hydrogen dalam dua langkah:
CO32- + H3O+ ↔ HCO3- + H2O
HCO3- + H3O+ ↔ H2CO3 + H2O
Menurut prinsip Le Chatelier, meningkatkan konsentrasi H3O+ (menurunkan pH) akan menggeser kesetimbangan (2) kearah kanan, menurunkan konsentrasi CO32-. Ini pada gilirannya akan menggeser kesetimbangan (1) kea rah kanan, menyebabkan lebih banyak CaCo3 solid yang larut. Secara umum garam dari asam lemah, seperti oksalat, sulfide, karbonat dan hidroksida lebih mudah larut dalam larutan asam dibandingkan dalam larutan basa.
DAFTAR PUSTAKA
https://wanibesak.wordpress.com/2011/06/06/ringkasan-contoh-soal-dan-pembahasan-mengenai-asam-basa-dan-larutan-penyangga-atau-larutan-buffer.
http://fiskadiana.blogspot.co.id/2014/11/keadaan-setimbang-dan-pergeseran.html
http://kimiastudycenter.com/kimia-xi/28-kesetimbangan-kimia#ixzz44kQMqmJS
http://kimiastudycenter.com/kimia-xi/28-kesetimbangan-kimia#ixzz44kQtcUkL
Untuk lebih jelasnya bisa anda download Filenya disini