2. KONSEP KESETIMBANGAN
KIMIA
1. HUKUM KEKEKALAN ENERGI
2. PENGERTIAN KERJA DAN KALOR
3. PENGERTIAN SISTEM, LINGKUNGAN, DAN
FUNGSI KEADAAN
4. HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
5. HUKUM KEDUA TERMODINAMIKA
6. ENERGI BEBAS DAN KESETIMBANGAN
7. KONSEP KESETIMBANGAN
8. TETAPAN KESETIMBANGAN
9. PENDUGAAN ARAH REAKSI
10. FAKTOR YANG MEMPENGARUHI KESETIMBANGAN KIMIA
11. KESETIMBANGAN PENGIONAN
3. Termodinamika digunakan sebagai
alat untuk meramalkan apakah suatu
proses yang belum diketahui dapat
dilaksanakan atau tidak.
TERMODINAMIKA DAPAT MENJELASKAN :
• Proses pertumbuhan dan reproduksi sistem
hayati
• Mengapa reaksi fotosintesis dapat berlangsung
• Mengapa ikan dapat bernafas dalam air
• Mengapa O2 menjadi O3 tidak dapat
berlangsung dengan sendirinya
4. 6.1 HUKUM KEKEKALAN ENERGI
E total = Ek + Ep = tetap ………… Joule
Energi Kinetik (Ek) = ½ mv2 Energi Potensial (Ep) = m.g.h.
Ep = 10 unit energi
Ek = 0 unit potensial
Ep = 5 unit energi
Ek = 5 unit kinetik
5. 6.2 PENGERTIAN KERJA DAN
KALOR
Kerja (w)
Hasil kali antara gaya luar pada suatu benda dengan jarak dimana
gaya tersebut bekerja
w = F (rf - ri)
Kerja untuk mengangkat benda dalam medan gravitasi w = m g (hf - hi)
Kerja tekanan-volume kerja mekanik yang dihasilkan apabila suatu
gas ditekan/diekspansi di bawah pengaruh
tekanan luar
w = -Fekst (hf - hi) w = -Pekst A∆h
6. Kalor (q)
● Energi tidak dapat dimusnahkan maupun diciptakan.
● Energi hanya ditransformasikan dari satu bentuk ke bentuk lainnya
● Kalor (q): energi yang dipindahkan sebagai akibat
adanya perbedaan suhu
q = m.cs.∆T m = Massa (g)
cs = Kapasitas kalor spesifik
(kal K-1 g-1) atau kalor jenis
T = Suhu (K)
qlogam + qair = 0
Q logam = - qair
7. CONTOH 6.1
Berapa energi kalor yang dibutuhkan untuk
menaikkan suhu 735 g air dari 21,0 oC ke 98,0 oC?
(anggap kalor jenis air 1,00 kal g-1 oC-1)
Penyelesaian:
q = m x kalor jenis x ∆T
= 735 g x 1,00 kal/g oC x (98,0 – 21,0) oC
= 5,7 x 104 kal
8. CONTOH 6.2
Berapakah kalor jenis timbal jika 150 g timbal
(100 oC) dimasukkan ke dalam gelas piala terisolasi
berisi air 50,0 g (22,0 oC), jika suhu timbal-air 28,8
oC ?
Penyelesaian :
q air = 50,0 g x 1,00 kal/g oC x (28,0 - 22,0) oC=
340 kal
qtimbal = - qair = -340 kal
qtimbal = -340 kal / 150 g x (28,8 – 100) oC
= 3,2 x 10-2 kal g-1 oC-1
9. 6.3 PENGERTIAN SISTEM, LING-
KUNGAN, DAN FUNGSI KEADAAN
Sistem: Lingkungan:
Sejumlah materi atau Massa atau daerah
daerah dalam ruang yang berada di luar
yang dijadikan sebagai sistem
objek studi
Batas:
Pemisah sistem & lingkungan (nyata/maya)
● Batas tetap (fixed boundary)
● Batas berubah (movable boundary)
10. EMPAT JENIS SISTEM:
Terbuka, Tertutup, Terisolasi, dan Adiabatik.
Pertukaran Terbuka Tertutup Terisolasi
Massa + - -
Kalor + + -
Sistem Adiabatik: tidak memungkinkan kalor keluar dari
sistem ke lingkungannya
11. • Besaran Ekstensif:
Volume, Massa, Energi, Entalpi,
Energi Bebas Gibbs, Energi Dalam,
Kapasitas Kalor, Entropi
• Besaran Intensif:
Tekanan, Densitas, Suhu, Viskositas,
Tegangan permukaan, Kalor Jenis
• Fungsi Keadaan:
∆U, ∆H, ∆S, ∆G
12. 6.4 HUKUM PERTAMA TERMODINAMIKA
bentuk lain dari Hukum Kekekalan Energi
SISTEM TERISOLASI:
U(awal) – U(akhir) = ∆U = q + w
Besaran + -
q (kalor) energi diserap sistem
sistem melepaskan
energi
w (kerja) sistem dikenai sistem
kerja melakukan kerja
∆U (energi dalam) + -
13. CONTOH 6.3
Jika diketahui 5000 J energi diserap oleh sistem
dan sistem melakukan kerja sebesar 6750 J
terhadap lingkungan. Berapa ∆U sistem?
Penyelesaian:
∆U = q + w = (+5000 J) + (-6750 J)
= 5000 J – 6750 J
= - 1750 J
14. Termokimia
Entalpi Reaksi
Hubungan yang melibatkan ∆H
• Eksotermik : Kalor dilepaskan oleh reaksi (∆H negatif)
• Endotermik : Kalor diambil oleh reaksi (∆H positif)
∆H akan berubah tanda bila arah reaksi berbalik
CO(g) + ½O2(g) → CO2(g) ∆H = -283,0 kJ/mol
CO2(g) → CO(g) + ½O2(g) ∆H = +283,0 kJ/mol
15. HUKUM PENJUMLAHAN KALOR
Hukum Hess
C(p) + O2(g) C(p,gr) + O2(g) → CO2(g) ∆H1 = -393,5 kJ
CO2(g) → CO(g) + ½O2(g) ∆H2 = +283,0 kJ
∆H = -110,5 kJ
∆H = -393,5 kJ C(s,gr) + ½O2(g) → CO(g) ∆H = ∆H1 + ∆H2 = -110,5 kJ
CO(g) + ½O2(g)
∆H = +283,0 kJ
CO2(g)
Hukum Hess: Jika dua atau lebih persamaan kimia ditambahkan untuk menghasilkan
persamaan kimia lainnya, masing-masing entalpi reaksinya harus ditambahkan
16. Proses Spontan
Reaksi kimia
Atau perubahan lainnya
Spontan Setimbang Tidak spontan
Bagaimana?
• Mengukur tingkat kespontanan
• Mengukur tingkat ketidakspontanan
• Menetapkan keadaan setimbang
Entropi (S) Menentukan arah
Energi bebas (G) proses/reaksi
17. Entropi (S):
● besaran termodinamika seperti halnya U atau H
● merupakan fungsi keadaan
● ukuran kuantitatif tingkat kespontanan suatu proses yang
dinyatakan dalam ∆S total (+), atau sebaliknya
Energi bebas (G):
● besaran termodinamika seperti halnya U, H atau S
● merupakan fungsi keadaan
● ukuran kuantitatif kespontanan suatu proses yang
dinyatakan dalam ∆G sistem (-), atau sebaliknya
18. Contoh proses spontan
Keadaan awal Proses Keadaan akhir
Parfum menyebar
25oC Es meleleh 25oC
Penguapan air
75o 25o
Kalor 50o 50o
Ag Ag Ag Ag
19. 6.5 Hukum Kedua Termodinamika
Rumusan matematika entropi:
● Ada sistem menerima kalor dari lingkungan
Sistem & lingkungan tersebut berada dalam sistem yang
lebih besar yg terisolasi
f dqrev ∆Stotal = ∆Ssis + ∆Slingk >0
∆S = ∫i T dq = CdT
Contoh 6.4:
1 g es 0oC dimasukkan ke dalam 4 g air 10oC. Diketahui Cair = 1kal/goC
dan kalor lebur es = 80 kal/g.
Apakah proses peleburan spontan ?
20. Penyelesaian
Q dilepaskan pada pendinginan air =
4 g x 1 kal/g oC x 10 oC = 40 kal
Jumlah es yang melebur dengan 40 kal =
40 kal x 1g / 80 kal = 0,5 g
∆Ses = 0,5 x 80 / 273 = 0,1465 kal/K
∆ Sair = ∫C dT/T = -C ln 283/273 = - 0,1439 kal/K
∆ Stotal = ∆ Ses + ∆ Sair = 0,0026 kal/K = 0,0109 J/K
∆ Stotal > 0 proses peleburan es spontan
21. ∆Ssis untuk proses isotermal
f dqrev 1 f qrev
∆S = ∫i T
=
T ∫i dq rev =
T
Transisi fasa
qrev ∆Hfus
∆Sfus = =
Tf Tf
22. 6.6 Energi Bebas (G)
G = H - TS ∆Gsis < 0 Proses spontan
∆Gsis = 0 Proses reversibel
∆Gsis > 0 Proses tak spontan
● Pendugaan arah perubahan suatu proses reaksi
∆G = ∆H – T ∆S < 0
No H S G Hasil Contoh
1 - + - Spontan semua T 2H2O(g)→2H2(g)+O2(g)
2 - - - Spontan T ↓ H2O(c) → 2H2O(p)
≠ spontan T ↑
+
3 + + + ≠ Spontan T ↓ 2NH3(g)→N2(g)+3H2(g)
- Spontan T ↑
4 + - + ≠ Spontan semua T 3O2(g) → 2O3(g)
23. Transisi fasa, ∆G = ∆H – T ∆S = 0
qrev ∆Htr
∆Str = T = T
tr tr
Tr = transisi (peleburan, pembekuan, penguapan,
kondensasi)
.
24. CONTOH 6.5
Sikloheksana, C6H12 memiliki kalor penguapan 360 J/g dengan titik didih
81°C. Berapakah perubahan entropi untuk tiap mol penguapan
sikloheksana
PENYELESAIAN
∆H
∆S = = 84 g/mol x 360/354 J/gK
T
= 85 J /K mol
.
25. 6.7 KONSEP KESETIMBANGAN
Setimbang akhir reaksi Campuran produk dan reaktan yang tidak
bereaksi dalam jumlah relatif tetap
N2O4(g) 2NO2(g)
A C
% Kons % Kons
100 100
A 98
A
98
∆C1
C ∆C2
2
C
2
Waktu ∆t1 ∆t2 Waktu
26. 6.8 TETAPAN KESETIMBANGAN
Hukum Empiris Aksi Massa (Guldberg & Waage)
aA + bB cC + dD
[C]c [D]d
Tetapan kesetimbangan empiris (KC) KC =
[A]a [B]b
Subskrip C: Reaksi dalam larutan
[PC]c [PD]d
Reaksi dalam fasa gas ............................. KP =
[PA]a [PB]b
P = Tekanan parsial
28. CONTOH 6.6
Tulis persamaan kesetimbangan untuk kesetimbangan kimia fasa gas
berikut:
a. 2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g)
b. CO(g) + ½O2(g) CO2(g)
Penyelesaian
a. Pangkat 2 berasal dari faktor 2 dalam persamaan
(P NO)2 (P Cl2) yang balans tersebut
= K
(P NOCl)2
b. (P CO2) Pangkat pecahan muncul pada persamaan
= K kesetimbangan setiap kali mereka terdapat dalam
(P CO) (P O2)½
persamaan yang balans
29. CONTOH 6.7
Hitunglah tetapan kesetimbangan untuk reaksi
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Jika pada saat kesetimbangan terdapat 0,1 mol N2O4
dan 0,06 mol NO2 dalam volume 2 L
Penyelesaian :
K = [NO2]2 / [N2O4] = (0,03)2 / 0,05 = 1,8 x 10-2
30. 6.9 PENDUGAAN ARAH REAKSI
Kuosien Reaksi (Q) G
∆G = ∆G° + RT ln Q
∆G = -RT ln K + RT ln Q Q<K Q>K
∆G < 0 ∆G > 0
∆G = RT ln (Q/K)
Jika Q < K, ∆G < 0 arah reaksi ke kanan
Q > K, ∆G > 0 arah reaksi ke kiri
Kesetimbangan
∆G = 0
Reaktan murni Produk murni
31. CONTOH 6.8
• Reaksi H2 + I2 2 HI mempunyai nilai K =
49,5 pada suhu 440 oC. Jika pada suhu tersebut ke
dalam wadah bervolume 2 L dimasukkan 5 mol H2,
2 mol I2 dan 4 mol HI, ke arah manakah reaksi
berlangsung dan berapa konsentrasi masing-
masing zat pada saat kesetimbangan tercapai?
Penyelesaian:
Q = (2)2 / (2,5)(1) = 1,6
Q<K
Reaksi berlangsung ke arah kanan
32. H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g)
Awal 5 2 4 mol / 2L
Reaksi -x -x +2x
Kesetimbangan (5-x) (2-x) (4+2x)
2
{(4+2 x ) / 2} 2
K=
[ HI]
[ H2 [ I 2 ] = {(5− x ) / 2}{(2− x ) / 2} = 49,5
X1 = 1,672 mol x2 = 6,29 (tak mungkin)
[HI] = 3,672 M
[H2] = 1,664 M
[I2] = 0,164 M
33. 6.10 FAKTOR YANG MEMPENGARUHI
KESETIMBANGAN KIMIA
PRINSIP LE CHATELIER :
Bila suatu sistem dalam kesetimbangan mendapat
gangguan eksternal maka sistem tersebut akan melakukan
perubahan yang mengatasi gangguan tersebut.
1. Perubahan Konsentrasi
2. Perubahan Volume dan Tekanan
3. Perubahan Suhu
mengubah nilai K sehingga Q ≠ K
34. Pengaruh perubahan konsentrasi
Konsentrasi hasil reaksi Ke arah reaktan
Pengaruh perubahan volume
N2O4 (g) 2NO2 (g)
V → Ke arah reaktan
V → Ke arah produk
Pengaruh perubahan suhu, jika suhu
Reaksi eksoterm → Ke arah eksoterm
Reaksi endoterm → Ke arah endoterm
35. Ketergantungan K Terhadap T
-RT ln K = ∆G° = ∆H° - T∆S° ∆H° negatif → eksoterm
ln k = -∆G° = ∆S° - ∆H° ∆H° positif → endoterm
RT R RT
ln K ln K
Slope = -∆H°/R Eksoterm
Produk naik
Intersep = -∆S°/R
Endoterm
1/T
Persamaan van’t Hoff 1/T
( ) [ ]
T naik
K2 -∆H° 1 1
Ln = -
K1 R T2 T1
36. Contoh 6.9
Ke arah manakah reaksi di bawah ini bergeser bila
pada suhu yang tetap, tekanan diperbesar (volume
diperkecil)
a. CaCO3 (p) → CaO (p) + CO2 (g)
b. PCl5 (g) → PCl3 (g) + Cl2 (g)
c. H2 (g) + CO2 (g) → H2O (g) + CO (g)
d. N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g)
Penyelesaian:
a. kiri c. tidak terjadi
b. kiri d. kanan
37. 6.11 KESETIMBANGAN PENGIONAN
• DERAJAT PENGIONAN (α )
Zat elektrolit mengion dalam larutan
dengan α yang berbeda
• EFEK ION SENAMA
• HUKUM PENGENCERAN OSTWALD
Bila suatu elektrolit lemah diencerkan maka
derajat ionisasinya meningkat → Bab 7.
Konsep Asam Basa.
38. LATIHAN SOAL-SOAL
• Sebanyak 0,505 g suatu contoh hidrokarbon naftalena C10H8, dibakar
sempurna dalam kalorimeter bom. Massa air dalam kalorimeter
1215 g. Reaksi mengakibatkan suhu air naik dari 25,62 ke 29,06°C.
Kapasitas kalor dari bom 826 J/°C. Berapakah kalor reaksi pada
volume tetap, qv, dinyatakan dalam:
a. J/g C10H8
b. kj/mol C10H8
c. kkal/mol C10H8
2. Sebanyak 2 gram es dimasukkan ke dalam 4 gram air yang suhunya
8oC. Bila kalor spesifik air 1 kal/g dan kalor lebur es 80 kal/g. Apakah
proses tersebut merupakan proses spontan
39. 3. Tuliskan rumus tetapan kesetimbangan Kc dan Kp (bila ada) dan hubungan antara
Kc dan Kp untuk reaksi:
(a). 2CO2(g) CO(g) + O2(g)
(b). 2NO2(g) + 7H2(g) 2NH3(g) + H2O(aq)
(c). 2HgO(p) 2Hg(aq) + O2(g)
(d). 2ZnS(p) + 3O2(g) 2ZnO(p) + 2SO2(g)
(e). 2HCrO4- (aq) Cr2O72- (aq) + H2O (aq)
4. Suatu campuran terdiri dari 0,5 mol N2O (g) dan 0,5 mol O2 (g) dimasukkan dalam
wadah bervolume 4 L dan dibiarkan mencapai kesetimbangan menurut reaksi :
2N2O(g) + 3O2(g) 4NO2(g)
Setelah tercapai kesetimbangan jumlah N2O menjadi 0,45 mol/4L
a. Berapakah konsentrasi N2O, O2, dan NO2 saat kesetimbangan?
b. Berapakah nilai Kc reaksi tersebut
5. Pada suhu 25 oC, reaksi HCl(g) H2(g) + Cl2(g) mempunyai K=4,17x10-34.
Berapakah K untuk reaksi: ½H2(g) + ½Cl2(g) HCl(g).
40. 6. Fenol pada suhu 298,15 K, ∆H°f = -3054 kJ/mol, ∆S° = 144,0 J/K mol.
Berapakah ∆G°f untuk fenol pada suhu tersebut dan tentukan pula berapa
konstanta kesetimbangannya.
7. Berapakah nilai ∆G° pada 298 K untuk reaksi
C(p) + CO2(g) → 2CO(g)
Apakah reaksi tersebut akan berjalan secara spontan ke arah pembentukkan
CO pada suhu 298 K? (∆G°f untuk C, CO2, dan CO berturut-turut adalah 0; -
394,38; dan -137,28 kJ/mol)
8. Berapakah entropi penguapan molar standar air pada 100°C. Entalpi
penguapan molar standar pada suhu 100°C adalah 40,7 kJ/mol.
41. 9. Pada suhu tertentu terdapat kesetimbangan antara 0,4 mol H2, 0,3 mol I2, dan
0,2 mol HI dalam wadah bervolume 2 liter. Hitunglah tetapan kesetimbangan
reaksi:
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
10. Reaksi N2O4(g) 2NO2(g)
Memiliki nilai K = 4,66 x 10-3, jika 0,80 mol N2O4 dimasukkan ke dalam botol 1
liter. Hitung
a. Konsentrasi gas pada kesetimbangan
b. Konsentrasi masing-masing gas bila volume menjadi separuhnya
11. Pada suhu 454 K, Al2Cl6(g) bereaksi membentuk Al3Cl9(g)
3 Al2Cl6(g) 2 Al3Cl9(g)
Dalam percobaan pada suhu ini, tekanan parsial kesetimbangan untuk
Al2Cl6(g) dan Al3Cl9(g) berturut-turut adalah 1,00 atm dan 1,02 x 10-2. Hitung
tetapan kesetimbangan reaksi tersebut.
