Hukum Dasar Kimia ( Hukum Perbandingan Tetap )

B. Hukum Perbandingan Tetap (Hukum Proust)

Pada tahun 1799, Joseph Louis Proust menemukan satu sifat penting dari senyawa, yang disebut hukum perbandingan tetap. Berdasarkan penelitian terhadap berbagai senyawa yang dilakukannya, Proust menyimpulkan bahwa “Perbandingan massa unsur-unsur dalam satu senyawa adalah tertentu dan tetap.“ Senyawa yang sama meskipun berasal dari daerah berbeda atau dibuat dengan cara yang berbeda ternyata mempunyai komposisi yang sama.

Contohnya, hasil analisis terhadap garam natrium klorida dari berbagai daerah sebagai berikut.

Table 3.4 hasil Analisis terhadap garam dari berbagai daerah

Asal	Massa Garam	Massa Natrium	Massa Klorida	Massa Na : Cl
Indramayu	2 gram	0,786 gram	1,214 gram	1 : 1,54
Madura	1,5 gram	0,59 gram	0,91 gram	1 : 1,54
Impor	2,5 gram	0,983 gram	1,517 gram	1 : 1,54

Sebagaimana ditunjukkan dalam perhitungan di atas, bahwa perbandingan massa Na terhadap Cl ternyata tetap, yaitu 1 : 1,54. Jadi, senyawa tersebut memenuhi hukum Proust

Gambar 3.3 Joseph Louis Proust (1754 – 1826) adalah seorang ahli kimia Perancis. Ia mendalami analisis kimia dan menjadi terkenal setelah merumuskan hukum perbandingan tetap untuk senyawa. Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter & Change, Martin S. Silberberg, 2000.

Table 3.5 perbandingan massa besi dan belerang pada senyawa FeS

No.	Massa Besi (Fe) yang Direaksikan	Massa Belerang (S) yang Direaksikan	Massa FeS yang Terbentuk	Perbandingan Massa Fe dan S pada FeS
1	0,42 gram	0,24 gram	0,66 gram	7 : 4
2	0,49 gram	0,28 gram	0,77 gram	7 : 4
3	0,56 gram	0,32 gram	0,88 gram	7 : 4
4	0,71 gram	0,40 gram	1,11 gram	7 : 4

Berdasarkan data tersebut ternyata perbandingan massa besi dan belerang pada senyawa besi sulfida (FeS) selalu tetap, yaitu 7 : 4.

Asal Massa Garam Massa Natrium Massa Klorida Massa Na : Cl

Indramayu 2 gram 0,786 gram 1,214 gram 1 : 1,54

Madura 1,5 gram 0,59 gram 0,91 gram 1 : 1,54

Impor 2,5 gram 0,983 gram 1,517 gram 1 : 1,54

No. Massa Besi (Fe) Massa Belerang (S) Massa FeS Perbandingan Massa yang Direaksikan yang Direaksikan yang Terbentuk Fe dan S pada FeS

1. 0,42 gram 0,24 gram 0,66 gram 7 : 4

2. 0,49 gram 0,28 gram 0,77 gram 7 : 4

3. 0,56 gram 0,32 gram 0,88 gram 7 : 4

4. 0,71 gram 0,40 gram 1,11 gram 7 : 4

Data reaksi antara hidrogen dan oksigen membentuk air, jika diketahui perbandingan massa H : O membentuk air adalah 1 : 8 sebagai berikut

Tabel3.6 data reaksi Antara hydrogen dan oksigen membentuk Air

No.	Massa Hidrogen yang Direaksikan	Massa Oksigen yang Direaksikan	Massa Air yang Terbentuk	Massa Pereaksi yang Tersisa
1	1 gram	8 gram	9 gram	-
2	2 gram	16 gram	18 gram	-
3	1 gram	9 gram	9 gram	1 gram oksigen
4	5 gram	24 gram	27 gram	2 gram hidrogen
5	10 gram	10 gram	11,25 gram	8,75 gram hidrogen

Bilangan Oksidasi

Pada pelajaran sebelumnya kita sudah mempelajari perkembangan konsep reaksi redoks, salah satunya adalah reaksi kenaikan dan penurunan bilanganoksidasi. Apa yang dimaksud bilangan oksidasi dan bagaimana cara kita menentukannya?

1. Pengertian Bilangan Oksidasi

Bilangan oksidasi adalah suatu bilangan yang menunjukkan ukuran kemampuan suatu atom untuk melepas atau menangkap elektron dalampembentukan suatu senyawa.Nilai bilangan oksidasi menunjukkan banyaknya elektron yang dilepasatau ditangkap, sehingga bilangan oksidasi dapat bertanda positif maupun negatif.

2. Penentuan Bilangan Oksidasi Suatu Unsur

Kita dapat menentukan besarnya bilangan oksidasi suatu unsur dalamsenyawa dengan mengikuti aturan berikut ini (James E. Brady, 1999).Aturan penentuan bilangan oksidasi unsur adalah:

a. Unsur bebas (misalnya H₂, O₂, N₂, Fe, dan Cu) mempunyai bilanganoksidasi = 0.

b. Umumnya unsur H mempunyai bilangan oksidasi = +1, kecuali dalamsenyawa hidrida, bilangan oksidasi H = –1.

Contoh:

- Bilangan oksidasi H dalam H₂O, HCl, dan NH₃ adalah +1

- Bilangan oksidasi H dalam LiH, NaH, dan CaH₂ adalah –1

c. Umumnya unsur O mempunyai bilangan oksidasi = –2, kecuali dalam senyawa peroksida, bilangan oksidasi O = –1

Contoh:

- Bilangan oksidasi O dalam H₂O, CaO, dan Na₂O adalah –2

- Bilangan oksidasi O dalam H₂O₂, Na₂O₂ adalah –1

d. Unsur F selalu mempunyai bilangan oksidasi = –1.

e. Unsur logam mempunyai bilangan oksidasi selalu bertanda positif.

Contoh:

- Golongan IA (logam alkali: Li, Na, K, Rb, dan Cs) bilanganoksidasinya = +1

- Golongan IIA (alkali tanah: Be, Mg, Ca, Sr, dan Ba) bilanganoksidasinya = +2

f. Bilangan oksidasi ion tunggal = muatannya.

Contoh: Bilangan oksidasi Fe dalam ion Fe²⁺ adalah +2

g. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam senyawa = 0.

Contoh:

- Dalam senyawa H₂CO₃ berlaku:2 biloks H + 1 biloks C + 3 biloks O = 0

h. Jumlah bilangan oksidasi unsur-unsur dalam ion poliatom = muatan ion.

- Dalam ion NH₄⁺ berlaku 1 biloks N + 4 biloks H = + 1

Contoh:

Tentukan bilangan oksidasi unsur yang digarisbawahi pada senyawa berikut.

a. Fe₂O₃ b. H₂O₂ c. MnO₄

Jawab:

a. Fe₂O₃

bilangan oksidasi O = –2 (aturan c)

2 biloks Fe + 3 biloks O = 0

2 biloks Fe + 3(–2) = 0

2 biloks Fe – 6 = 0

2 biloks Fe = +6

BiloksFe =+6/2

BiloksFe = +3

b. H₂O₂

biloks H = +1 (aturan b)

2 biloks H + 2 biloks O = 0

2(+1) + 2 biloks O = 0

+2 + 2 biloks O = 0

2 biloks O = –2

biloks O = –1

c. MnO₄^–

biloks O = –2 (aturan c)

biloks Mn + 4 biloks O = –1 (aturan h)

biloks Mn + 4(–2) = –1

biloks Mn – 8 = –1

biloks Mn = –1 + 8

biloks Mn = +7

Ksp

Sebagai contoh kita ambil CuBr (Tembaga (I) Bromida). Kelarutan CuBr dalam 1 liter adalah 0,0287 gr pada 25 C. Kita timbang CuBr sebanyak 0,0287 gr dan kemudian kita masukan ke dalam 1 L air. *Pada saat awal CuBr di masukan ke dalam air, maka kation Cu+ dan anion Br- belum terbentuk, dan dengan berlangsungnya proses pelarutan maka konsentrasi kedua ion tersebut akan meningkat. Proses disosiasi CuBr menjadi ion-ionnya dapat ditulis sebagai berikut:

CuBr (s) -> Cu⁺(aq) + Br^-(aq)

Jumlah kation dan anion akan semakin meningkat sampai mencapai jumlah maksimum pada saat semua CuBr terlarut. Pada keadaan ini dimungkinkan ion Cu+ dan F- bisa bertumbukan satu sama lain membentuk CuBr.

Cu⁺ (aq) + Br^-(aq) -> CuBr (s)

Sehingga dalam keadaan ini dua proses akan salaing berkompetisi yaitu reaksi disosiasi dan kebalikannya, pada saat inilah keseimbangan dinamis tercapai dan reaksinya dapat kita tulis sebagai:

CuBr (s) <-> Cu⁺ (aq) + Br^-(aq)

Kita dapat menulis persamaan konstanta kesetimbangan pada reaksi diatas sebagai :

K = [Cu+][Br-] / [CuBr]

Perlu diingat bahwa CuBr adalah zat padat murni dan diangagap konsentrasinya adalah 1 maka persamaan diatas ditulis sebagai:

K = [Cu+][Br-]

atau biasa ditulis

Ksp = [Cu+][Br-]

Ksp disebut sebagai Konstanta hasil kali kelarutan atau biasanya disebut sabagai Hasil Kali Kelarutan. Jadi yang dimaksud dengan Hasil Kali Kelarutan adalah “ konstanta kesetimbangan zat ( garam atau basa) yang kelarutannya kecil di dalam air”.

HUBUNGAN KELARUTAN(s) DENGAN HARGA Ksp

Untuk mengitung Ksp kita memerlukan data kelarutan (s) dan sebaliknya. Rumus untuk menentukan Ksp tergantung dari jenis zat, disini saya akan membagi beberapa kelompok zat berdasarkan AB, A2B, dan A2B3. Sebenarnya anda tidak perlu menghafal rumus sumus ini akan tetapai yang harus anda pahamai adalah bagaimana kita menguraikan zat-zat tersebut.

1. Zat bertipe AB
Contoh senyawaan yang tergolong ini adalah AgCl, CuBr, CaCO₃, BaSO4. Sebagai contoh AgCl, dalam keadaan larutan jenuh konsentrasi AgCl adalah s, maka konsentrasi ion Ag+ dan Cl- adalah:

AgCl(s) -> Ag+(aq) + Cl-(aq)
s ——–s ———-s

dengan demikian nilai Ksp AgCl dapat dikaitkan dengan harga kelarutan (s) adalah

Ksp AgCl = [Ag+][Cl-]
Ksp AgCl = s.s
Ksp AgCl = s²

2. Zat bertipe A₂ Batau AB₂
Contoh zat ini adalah Ag₂ CrO₄, CuI₂, MgF₂, Ba(OH) ₂, PbCl₂ dll

MgF2(s) <-> Mg2+(aq) + 2F-(aq)
s ———–s ———2s

Ksp MgF2 = [Mg2+][F-]²
Ksp MgF2 = s. (2s) ²
Ksp MgF2 = s. 4s²
Ksp MgF2 = 4s³

3. zat bertipe A₂ B₃ atau A₃ B₂

Contoh zat ini adalah Ca₃(PO4)₂, Co₂S₃ , Fe2S₃ dll

Ca₃(PO4)₂ (s) <-> 3Ca²⁺ (aq) + 2PO^3- (aq)
s ———-3s ———–2s

Ksp Ca₃(PO4)₂ = [Ca²⁺] ³[PO^3- ]²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = (3s)³ . (2s)²
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 9s3 . 4s2
Ksp Ca₃(PO4)₂ = 36s⁵

4. Zat bertipe AB₃ atau A₃ B

Contoh Fe(OH) ₃ , Cr(OH) ₃ , Al(OH) ₃ , Co(OH) ₃ dll

Co(OH) ₃ (s) <-> Co3+ (aq) + 3OH- (aq)
s———— s ———-3s

Ksp Co(OH) ₃ = [Co][OH-]³
Ksp Co(OH) ₃ = s . (3s) ³
Ksp Co(OH) ₃ = s. 27s³
Ksp Co(OH) ₃ = 27s⁴

Setelah anda lihat rumus-rumus diatas dapat ditarik kesimpulan bahwa rumus Ksp sangat bergantung pada jenis zat, dan secara mudah dapat kita tulis bila kita mengetahui cara menguraikan zat tersebut dan kemudian menuliskan persamaan kesetimbangannya.

FAKTOR YG MEMPENGARUHI PERGESERAN KESETIMBANGAN

Pergeseran kesetimbangan dapat dipengaruhi oleh berbagai faktor antara lain temperatur, konsentrasi, tekanan dan volume, penambahan zat lain. Namun dalam sub bab ini akan lebih difokuskan pada tiga faktor saja yaitu pengaruh temperatur, pengaruh konsentrasi, pengaruh tekanan dan volume. Apakah perlu dilakukan penambahan atau penurunan temperatur agar hasil suatu reaksi menjadi lebih besar ? Untuk meramalkan adanya gangguan luar yang dapat mempengaruhi letak kesetimbangan suatu reaksi, marilah kita kaji bagaimana penerapan azas Le Chatelier terhadap pengaruh atau gangguan dari luar tersebut sehingga dapat terjadi pergeseran kesetimbangan. ? Pengaruh temperatur
Sesuai dengan azas Le Chatelier, jika suhu atau temperatur suatu sistem kesetimbangan dinaikkan, maka reaksi sistem menurunkan temperatur, kesetimbangan akan bergeser ke pihak reaksi yang menyerap kalor (ke pihak reaksi endoterm). Sebaliknya jika suhu
diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak reaksi eksoterm.
Perhatikanlah contoh berikut.
Ditentukan reaksi kesetimbangan :

Ke arah manakah kesetimbangan bergeser jika temperatur dinaikkan ?
Jawab :
Pada kenaikan temperatur, kesetimbangan bergeser ke pihak reaksi endoterm :
Pada kesetimbangan (1), reaksi bergeser ke kiri.
Pada kesetimbangan (2), reaksi bergeser ke kanan.
Perubahan konsentrasi, tekanan atau volume akan menyebabkan pergeseran reaksi tetapi tidak akan merubah nilai tetapan kesetimbangan. Hanya perubahan temperatur yang dapat
menyebabkan perubahan tetapan kesetimbangan.

Perhatikan percobaan dalam Gambar 5 berikut:
Jika temperatur dinaikkan, maka pada proses endotermik akan menyerap panas dari lingkungan sehingga membentuk molekul NO2 dari N2O4. Kesimpulannya, kenaikan temperatur akan menyebabkan reaksi bergeser kearah reaksi endotermik dan sebaliknya penurunan temperatur akan menyebabkan reaksi bergeser kearah reaksi eksotermik.

Pengaruh konsentrasi
Sesuai dengan azas Le Chatelier (Reaksi = – aksi) , jika konsentrasi salah satu komponen tersebut diperbesar, maka reaksi sistem akan mengurangi komponen tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu komponen diperkecil, maka reaksi sistem adalah menambah komponen itu. Oleh karena itu, pengaruh konsentrasi terhadap kesetimbangan berlangsung sebagaimana yang digambar pada tabel 1 berikut



Efek perubahan konsentrasi pada kesetimbangan dapat dilihat
pada Gambar 6.
Dari eksperimen tersebut diatas dapat ditarik simpulan bahwa kesetimbangan reaktan dan produk terdapat dalam sistem, kenaikan konsentrasi produk akan menyebabkan kesetimbangan bergeser kearah kiri dan penurunan konsentrasi produk akan menyebabkan
kesetimbangan bergeser ke arah kanan

? Pengaruh tekanan dan volume
Penambahan tekanan dengan cara memperkecil volume akan memperbesar konsentrasi semua komponen. Sesuai dengan azas Le Chatelier, maka sistem akan bereaksi dengan mengurangi tekanan. Sebagaimana anda ketahui, tekanan gas bergantung pada jumlah
molekul dan tidak bergantung pada jenis gas.
Oleh karena itu, untuk mengurangi tekanan maka reaksi kesetimbangan akan bergeser ke arah yang jumlah koefisiennya lebih kecil. Sebaliknya, jika tekanan dikurangi dengan cara memperbesar volume, maka sistem akan bereaksi dengan menambah tekanan dengan cara menambah jumlah molekul. Reaksi akan bergeser ke arah yang jumlah koefisiennya lebih besar.


Karena Qc > Kc maka reaksi akan bergeser kearah kiri. Dan sebaliknya penurunan tekanan (kenaikan volume) akan menyebabkan Qc < Kc sehingga reaksi akan bergeser kearah kanan. Berdasarkan uraian tersebut diatas, menunjukkan bahwa kenaikan tekanan menyebabkan reaksi bergeser kearah total mol gas yang kecil dan sebaliknya penurunan tekanan akan menyebabkan reaksi bergeser kearah total mol gas yang besar. Untuk reaksi yang tidak mempunyai selisih jumlah mol gas perubahan tekanan atau volume tidak akan menyebabkan perubahan dalam kesetimbangan.

PERGESERAN KESETIMBANGAN

ika pada sistem kesetimbangan diberikan aksi, maka sistem akan berubah sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi tadi diupayakan sekecil mungkin. Aksi-aksi yang dapat mempengaruhi terjadinya pergeseraan kesetimbangan antara lain perubahan konsentrasi, perubahan volume, perubahan tekanan, perubahan jumlah mol, perubahan temperatur, dan katalisator. Untuk memahami terjadinya pergeseran kesetimbangan, maka perhatikan persamaan reaksi berikut :


Untuk memperjelas tentang terjadinya pergeseran kesetimbangan dapat dilakukan dengan menggunakan azas Le Chatelier. Dengan menggunakan azas Le Chatelier kita dapat memperkirakan arah pergeseran kesetimbangan jika ada pengaruh dari luar sistem

Azas Le Chatelier

Secara mikroskopik sistem kesetimbangan umumnya peka terhadap gangguan dari lingkungan. Andaikan sistem yang kita perhatikan adalah kesetimbangan air-uap, air dalam silinder. Jika
volume sistem diperbesar (tekanan dikurangi) maka sistem berupaya mengadakan perubahan sedemikian rupa sehingga mengembalikan tekanan ke keadaan semula, yakni dengan menambah jumlah molekul yang pindah ke fasa uap. Setelah kesetimbangan baru dicapai lagi, air yang ada lebih sedikit dan uap air terdapat lebih banyak dari pada keadaan kesetimbangan pertama tadi. Jika kesetimbangan itu ditulis dalam persamaan reaksi :

Maka kesetimbangan dapat dinyatakan “ bergeser ke kanan “Pergeseran kesetimbangan dapat dipengaruhi oleh faktor luar seperti suhu, tekanan, dan konsentrasi. Bagaimanakah kita menjelaskan pengaruh dari berbagai faktor itu ?

Henri Louis Le Chatelier (1884) berhasil menyimpulkan pengaruh faktor luar tehadap kesetimbangan dalam suatu azas yang dikenal dengan azas Le Chatelier sebagai berikut:
“ Bila terhadap suatu kesetimbangan dilakukan suatu tindakan (aksi), maka sistem itu akan mengadakan reaksi yang cenderung mengurangi pengaruh aksi tersebut. “
Secara singkat, azas Le Chatelier dapat dinyatakan sebagai:

Reaksi = – Aksi

Artinya : Bila pada sistem kesetimbangan dinamik terdapat gangguan dari luar sehingga kesetimbangan dalam keadaan terganggu atau rusak maka sistem akan berubah sedemikian rupa sehingga gangguan itu berkurang dan bila mungkin akan kembali ke keadaan setimbang lagi. Cara sistem bereaksi adalah dengan melakukan pergeseran ke kiri atau ke kanan.

HUBUNGAN Kc dengan Kp

Dalam penentuan harga tetapan kesetimbangan berdasarkan konsentrasi dan tekanan parsial gas haruslah mengetahui hubungan kuantitatif antara pereaksi dengan hasil reaksi dari suatu reaksi kesetimbangan.

Disosiasi adalah peruraian suatu zat menjadi zat lain yang lebih sederhana. Disosiasi yang terjadi akibat pemanasan disebut disosiasi termal. Disossiasi yang berlangsung dalam ruang tertutup akan berakhir dengan suatu kesetimbangan yang disebut kesetimbangan disosiasi.
Beberapa contoh kesetimbangan disosiasi gas :

Besarnya fraksi yang terdisosiasi dinyatakan oleh derajat disosiasi (a), yaitu perbandingan antara jumlah zat yang terdisosiasi dengan jumlah zat mula-mula :

Hubungan kuantitatif mol zat sebelum dan sesudah reaksi dapat digambarkan misalnya pada reaksi disosiasi Secara umum reaksi disosiasi dapat dinyatakan sebagai berikut :

Misal jumlah A mula-mula = a mol dan derajat disosiasi = a, maka jumlah zat A yang terdisosiasi = a x a mol, dan jumlah mol B yang terbentuk = n x aa mol. Susunan kesetimbangan dapat dirumuskan sebagai berikut :



Reaksi kimia mencapai kesetimbangan dinamik dengan ciri umum kesetimbangan perubahan fisika.
Reaksi kesetimbanan yang terpenting adalah reaksi yang berlangsung
dalam air.


Tetapan kesetimbangan untuk suatu reaksi total adalah hasil kali tetapan kesetimbangan dari reaksi yang digabungkan.
Tekanan parsial gas bergantung pada konsentrasi. Dari persamaan gas ideal, yaitu :
PV = nRT
Maka tekanan gas

Tetapan Kesetimbangan pada Tekanan Parsial (Kp)

Jadi setiap penulisan tetapan kesetimbangan perlu dituliskan pula reaksi kesetimbangannya, karena nilai K tergantung pada bagaimana persamaan reaksinya

TETAPAN KESETIMBANGAN Kc

Secara umum persamaan reaksi kesetimbangan atau reaksi bolak-balik dapat dinyatakan :
aA + bB ? cC + dD dimana a, b, c, dan d adalah koefisien stokiometri dari A, B, C, dan D.
Tetapan kesetimbangan (K) untuk reaksi tersebut pada suhu tertentu dapat dinyatakan :

Lambang Q digunakan untuk nilai perbandingan konsentrasi (quosien konsentrasi) pada setiap keadaan. Nilai perbandingan konsentrasi Q, untuk reaksi kesetimbangan disebut “TETAPAN KESETIMBANGAN “dengan lambang K.
Dalam sistem pada kesetimbangan, dapat dinyatakan Q = K
Dalam sistem bukan kesetimbangan, dapat dinyatakan Q ? K
Jadi tetapan kesetimbangan untuk reaksi,


Besarnya tetapan kesetimbangan suatu reaksi pada temperatur tertentu hanya dapat ditentukan dengan data ekperimen dan tidak dapat diramalkan dari persamaan reaksi. Keteraturan yang diperoleh dari data eksperimen tentang sistem kesetimbangan dikenal dengan “hukum kesetimbangan”. Ada dua cara, yaitu pertama menggunakan energi bebas standar reaksi dan kedua dengan pengukuran langsung konsentrasi kesetimbangan yang dapat disubstitusikan ke dalam ungkapan aksi massa. Komposisi kesetimbangan dapat berubah bergantung pada kondisi reaksi. Akan tetapi, pada tahun 1864 Cato Maximillian Gulberg dan Peter Wage menemukan adanya suatu hubungan yang tetap antara
konsentrasi komponen dalam kesetimbangan. Hubungan yang tetap ini disebut Hukum Kesetimbangan atau Hukum Aksi Massa. Harga tetapan kesetimbangan sangat berguna baik secara kuantitatif maupun kualitatif. Secara kuantitatif, memungkinkan untuk
digunakan untuk menghitung konsentrasi pereaksi dan atau hasil reaksi dalam sistem kesetimbangan, sedang secara kualitatif, dapat memberikan informasi tentang sejauh mana reaksi berlangsung kearah reaksi sempurna.

Tetapan kesetimbangan berubah jika temperatur berubah. Pada temperatur tertentu, mungkin terdapat banyak campuran reaksi, setiap reaksi mempunyai konsentrasi pereaksi yang berbeda dalam keadaan kesetimbangan.

Suatu reaksi dapat dinyatakan lebih dari satu persamaan, besarnya tetapan kesetimbangan bergantung pada persamaan reaksi. Dengan demikian persamaan reaksi harus diketahui untuk menyatakan tetapan kesetimbangan.
Misalnya,

Secara garis besar umum tentang tetapan kesetimbangan dapat diungkapkan bahwa:
“Jika harga K besar, berarti kedudukan kesetimbangan jauh di sebelah kanan, sebaliknya jika harga K kecil berarti hanya sejumlah kecil hasil reaksi yang ada dalam kesetimbangan“.

Apakah arti ungkapan tetapan kesetimbangan ini ?


Jika K=1 maka kesetimbangan akan bergeser kearah kanan membentuk produk. Sebaliknya jika K=1 maka kesetimbangan akan bergeser kekiri membentuk reaktan.
Makna tetapan kesetimbangan bagi suatu reaksi antara lain :


2. Meramalkan arah reaksi
Apabila zat pada ruas kiri dan ruas kanan dari suatu reaksi kesetimbangan dicampurkan dalam suatu wadah reaksi maka sangat mungkin bahwa campuran tidak setimbang. Reaksi harus berlangsung ke kanan atau ke kiri sampai mencapai kesetimbangan.

KESETIMBANGAN HOMOGEN DAN HETEROGEN

Reaksi dapat diibedakan menjadi dua macam yaitu reaksi kesetimbangan homogen dan reaksi kesetimbangan heterogen. Reaksi Kesetimbangan Homogen merupakan reaksi kesetimbangan dimana semua fasa senyawa yang bereaksi sama.
Contoh :

Sedangkan reaksi kesetimbangan dimana reaktan dan produk yang berbeda fasa.
Contoh :

DERAJAT DISSOSIASI

Kesetimbangan Disosiasi

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana.

Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula.

Contoh:

2NH₃(g) --> N₂(g) + 3H₂(g)

besarnya nilai derajat disosiasi (a):

a = mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula

Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika:

a = 0 berarti tidak terjadi penguraian
a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna
0 < a <>

Contoh:

Dalam reaksi disosiasi N₂O₄ berdasarkan persamaan

N₂O₄(g) --> 2NO₂(g)

banyaknya mol N₂O4 dan NO₂ pada keadaan setimbang adalah sama.

Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ?

Jawab:

Misalkan mol N₂O₄ mula-mula = a mol
mol N₂O₄ yang terurai = a a mol ® mol N₂O₄ sisa = a (1 - a) mol
mol NO₂ yang terbentuk = 2 x mol N₂O₄ yang terurai = 2 a a mol

Pada keadaan setimbang:

mol N₂O₄ sisa = mol NO₂ yang terbentuk

a(1 - a) = 2a a ® 1 - a = 2 a ® a = 1/3