KESEHATAN,KIMIA

1. Kesetimbangan
Kimia

2. Disusun Oleh:
1. Naghita syafitri
2. Rensi fitriani
3. Anjly meby
4. Jenny rema utami
5. Egi ahmad jesen
6. Ahmad rocky
7. Muhammad alfaren
8. Bagas adriansyah

3. Kesetimbangan Kimia
 Untuk persamaan reaksi kimia umum:
aA + bB ⇌cC + dD
Jika A dan B direaksikan, pada suatu titik akan
tercapai dimana tak terdapat perubahan lebih
lanjut dalam sistem, titik ini disebut
kesetimbangan.
 Kesetimbangan kimia adalah suatu
kesetimbangan dinamik. Spesi-spesi dalam
reaksi terus terbentuk secara konstan namun
tanpa terjadi perubahan total dalam konsentrasi
sistem.

4. Kesetimbangan Kimia
 Kesetimbangan Homogen
 Kesetimbangan yang hanya melibatkan satu fasa
yang sama.
 Contoh: semua spesi berada dalam fasa gas:
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
 Contoh: semua spesi berada dalam larutan:
HC2H2O2(aq) ⇌ H+(aq) + C2H3O2
-(aq)
 Tahap-tahap dasar: untuk reaksi umum
A + B ⇌ C, maka reaksi dapat dibagi dalam 3
tahap:pencampuran awal, daerah kinetik, daerah
kesetimbangan.

5. Kesetimbangan Kimia
 Pencampuran Awal
 Ketika A dan B mulai bereaksi, produk C belum
terbentuk. Reaksi berlangsung sebagai:
A + B  C.
Hal ini hanya terjadi pada tahap awal sekali
dalam reaksi.
 Daerah Kinetik
 Segera setelah C terbentuk, reaksi kebalikan
mungkin bisa terjadi. Secara keseluruhan
konsentrasi total C mulai bertambah. Ketika
hampir mencapai kesetimbangan, laju reaksi
pembentukan produk makin lambat.

6. Kesetimbangan Kimia
 Daerah Kesetimbangan
 Suatu titik akhirnya tercapai dimana reaksi
pembentukan produk dan reaksi kebalikannya
terjadi dengan laju reaksi yang sama. Pada
saat ini tak ada perubahan dalam konsentrasi
setiap spesi. A + B ⇌ C.
Konsentrasi
Daerah
Kinetik
Daerah
Kesetimbangan
Waktu

7. Tetapan Kesetimbangan
 Untuk reaksi kimia umum:
aA + bB ⇌eE + fF
tetapan kesetimbangan dapat dituliskan sebagai:
Dengan Kc adalah tetapan kesetimbangan untuk reaksi
kesetimbangan homogen
[ ]n adalah konsentrasi semua spesi dipangkatkan dengan
koefisien dalam persamaan reaksi yang setara.
e f
C a b
[E] [F]
K
[A] [B]


8. Tetapan Kesetimbangan
 Kesetimbangan Heterogen
 Kesetimbangan yang melibatkan lebih dari
satu fasa.
 Contoh: CaCO3(s) ⇌CaO(s) + CO2(g)
 Penulisan tetapan kesetimbangan untuk sistem
heterogen tidak melibatkan konsentrasi zat padat
atau zat cair murni, karena aktivitas zat padat dan zat
cair murni sama dengan 1.
Kc = [CO2]

9. Tetapan Kesetimbangan
 Kesetimbangan heterogen
 Pada penulisan tetapan kesetimbangan, zat
padat dan cair murni tak dikutsertakan karena
konsentrasinya tidak bervariasi. Nilainya
sudah ikut termaasuk dalam nilai K.
 Selama temperatur konstan dan terdapat
sejumlah zat padat, jumlah zat padat yang ada
tidak mempengaruhi kesetimbangan.

10. Penulisan Tetapan Kesetimbangan
 Contoh: tuliskan tetapan kesetimbangan
reaksi
(NH4)2CO3(s) ⇌ 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)
 Jawab: Kc = [NH3]2[CO2][H2O]
 Tidak ada hubungan yang jelas antara laju
reaksi dengan besarnya tetapan
kesetimbangan, namun apabila nilai tetapan
kesetimbangan sangat besar, maka reaksi akan
berlangsung bertahun-tahun untuk mencapai
kesetimbangan pada suhu kamar. Contoh:
reaksi H2(g) + O2(g) ⇌ 2H2O(g), Kc = 2,9 x 1031.

11. Penentuan Tetapan Kesetimbangan
 Tetapan kesetimbangan dapat ditentukan dari
percobaan. Jika konsentrasi awal semua reaktan
diketahui, hanya cukup diketahui satu nilai
konsentrasi spesi pada kesetimbangan, maka nilai
Kc bisa dihitung.
 Contoh: H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g). Jika pada 425,4
oC konsentrasi awal diketahui: H2(g) 0,00500 M;
I2(g) 0,01250 M dan HI(g) 0,00000 M. Sedangkan
pada kesetimbangan diperoleh konsentrasi iod
adalah 0,00772 M.

12. Penentuan Tetapan Kesetimbangan
 Pada kesetimbangan:
 I2(g) = 0,00772 M
 HI(g) = 2 x konsentrasi I2 yang bereaksi= 2 x
(0,01250 - 0,00772)M = 2 x 0,00478M = 0,00956 M
 H2(g) = konsentrasi awal H2 dikurangi konsentrasi I2
yang bereaksi = (0,00500 – 0,00478)M = 0,00022 M
2 2
c
2 2
[HI] (0,00956)
K
[H ][I ] (0,00022)(0,00772)
= 54
 

13. Tekanan Parsial dan Tetapan
Kesetimbangan
 Pada temperatur tetap, tekanan suatu
gas sebanding dengan kemolarannya.
 Ingat, untuk gas ideal: PV = nRT; dan
molaritas: M = mol/liter atau n/V.
 Sehingga: P = RTM
 Dengan R adalah tetapan gas dan T
adalah temperatur dalam kelvin.

14. Tekanan Parsial dan Tetapan
Kesetimbangan
 Untuk reaksi kesetimbangan yang melibatkan gas, tekanan
parsial dapat digunakan sebagai pengganti konsentrasi
aA + bB ⇌eE + fF
 Kp digunakan ketika tekanan parsial dituliskan dalam satuan
atmosfer. Secara umum, Kp = Kc, pada kasus tertentu: Kp =
Kc(RT)Δn
g; dimana Δng = (e+f) – (a+b).
 Tetapan kesetimbangan yang lain adalah Kx, yang melibatkan
hubungan antara fraksi mol produk dan reaktan, dan dinyatakan
dengan hubungan: Kx = Kc (RT)Pt
-1, dimana Pt adalah tekanan
total dalam kesetimbangan.
e f
E F
p a b
A B
P P
K
P P


15. Tekanan Parsial dan Tetapan
Kesetimbangan
 Untuk reaksi kesetimbangan berikut, Kc = 1,10 x 107
pada 700 OC. Berapa nilai Kp?
2H2(g) + S2(g) ⇌2H2S(g)
 Jawab:
 Kp = Kc(RT)Δn
g
 T = 700 + 273 = 973 K
 R = 0,08206 atm.L.mol-1K-1
 Δng = 2 – (2+1) = -1
 
 
1
7
5
.
= 1,10 x 10 0,08206 973
.
= 1,378 x 10
g
n
p c
K K RT
atm L
K
mol K

-
 
 
 
 
 
 
 


16. Perhitungan Kesetimbangan
 Kita dapat meramal arah reaksi dengan
menghitung kuosien reaksi.
 Kuosien reaksi, Q, untuk reaksi:
aA + bB ⇌eE + fF
 Kuosien reaksi, Q, memiliki bentuk yang sama
dengan Kc, namun perbedaannya adalah bahwa Q
berlaku untuk semua jenis konsentrasi pada kondisi
apa saja, bukan hanya konsentrasi pada saat
kesetimbangan.
e f
a b
[E] [F]
Q
[A] [B]


17. Kuosien Reaksi
 Setiap tahap dengan konsentrasi tertentu
dapat dihitung nilai Q-nya. Dengan
membandingkan nilai Q dengan Kc, kita
bisa meramalkan arah reaksi:
 Q < Kc: reaksi pembentukan produk akan
berlangsung.
 Q = Kc: tidak terjadi perubahan, terjadi
kesetimbangan.
 Q > Kc: Reaksi penguraian produk menjadi
reaktan akan berlangsung

18. Contoh Kuosien Reaksi
 Untuk reaksi: H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g), nilai Kc
adalah 54 pada 425,4 oC. Jika terdapat
campuran sebagai berikut, ramalkan arah reaksi:
[H2] = 4,25 x 10-3M; [I2] = 3,97 x 10-1 M; [HI] =
9,83 x 10-2M.
 Jawab: karena nilai Q < Kc, dan sistem bukan
dalam kesetimbangan, maka reaksi akan
berlangsung ke arah pembentukan produk.
2 2 2
3 1
2 2
[HI] (9,83x10 )
Q
[H ][I ] (4,25x10 )(3,97x10 )
= 5,73
-
- -
 

19. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
 Jika stoikiometri dan nilai Kc untuk suatu
reaksi diketahui, maka penghitungan
konsentrasi kesetimbangan untuk semua
spesi bisa dilakukan.
 Contoh: suatu sampel COCl2 mengalami
dekomposisi. Nilai Kc untuk reaksi
COCl2(g)⇌ CO(g) + Cl2(g)
adalah 2,2x10-10 pada 100 oC. Jika
konsentrasi awal COCl2 adalah 0,095 M,
berapa konsentrasi kesetimbangan untuk
tiap spesi yang terlibat dalam reaksi?

20. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
COCl2(g) CO(g) Cl2(g)
Konsentrasi awal, M 0,095 0,000 0,000
Perubahan konsentrasi, M -x x x
Kons. Kesetimbangan, M (0,095-x) x x
  
   
2
2
2 0,095
c
CO Cl x
K
COCl x
 
-

21. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
Penataan ulang menghasilkan:
x2 + 2,2.10-10x – 2,09.10-11= 0
Ini adalah persamaan kuadrat yang bisa
diselesaikan secara matematis
 
2
10
2,2 10
0,095
c
x
K x
x
-
 
-

22. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
     
2
1
2 2
10 10 11
6
2 11
10
2,2.10
b
0
4
2
2,2.10 2,2.10 4 1 2,09.
2,09.10
10
2
9,1 10
c
x
b b ac
x
a
x
a
x x M
x
- - -
- -
-
 - 
-  -

 
-  - -
 
 



23. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
 Sekarang kita telah mengetahui nilai x,
sehingga konsentrasi spesi dapat
diketahui:
 COCl2 = 0,095 – x = 0,095 M
 CO = x = 9,1 x 10-6 M
 Cl2 = x = 9,1 x 10-6 M
 Dalam hal ini perubahan konsentrasi COCl2
diabaikan karena sangat kecil dibandingkan
konsentrasi awal.

24. Meramalkan Pergeseran
kesetimbangan
 Prinsip Le Chatelier: ketika suatu sistem
dalam kesetimbangan diberikan stress,
maka sistem tersebut akan bereaksi
untuk menghilangkan stress tersebut.
 Posisi kesetimbangan kimia akan
bergeser ke suatu arah untuk
menghilangkan stress.
aA + bB ⇌ cC + dD
 Contoh: penambahan A atu B atau
penghilangan C atau akan menggeser
kesetimbangan ke arah kanan reaksi.

25. Meramalkan Pergeseran
kesetimbangan
 Konsentrasi pada kesetimbangan berdasarkan
pada:
 Kesetimbangan spesifik
 Konsentrasi awal
 Faktor lain seperti:
 Temperatur
 Tekanan
 Kondisi reaksi spesifik
 Perubahan salah satu atau beberapa kondisi di
atas akan menimbulkan stress pada sistem
sehingga terjadi pergeseran kesetimbangan.

26. Perubahan Konsentrasi
 Perubahan konsentrasi tidak mengubah
nilai tetapan kesetimbangan pada
temperatur tetap.
 Ketika suatu materi ditambahkan ke
dalam sistem kesetimbangan,
kesetimbangan akan bergeser dari sisi
yang ditambahkan.
 Ketika suatu materi dihilangkan dari
sistem kesetimbangan, maka
kesetimbangan akan bergeser ke arah sisi
yang kehilangan.

27. Perubahan Konsentrasi
 Contoh. I2 ditambahkan ke dalam campuran
kesetimbangan. Sistem akan menyesuaikan
semua konsentrasi untuk membuat sistem
kesetimbangan baru dengan nilai Kc sama.
Log
Konsentrasi
Waktu

28.  Contoh. Sejumlah H2 dihilangkan. Sistem akan
menyesuaikan semua konsentrasi untuk
membentuk sistem kesetimbangaan baru dengan
nilai Kc sama.
Log Konsentrasi
Log
Konsentrasi
Waktu

29. Perubahan Tekanan
 Perubahan tekanan tidak mengubah
besarnya nilai tetapan ksesetimbangan
pada temperatur tetap.
 Zat padat dan cair tidak dipengaruhi oleh
perubahan tekanan.
 Perubahan tekanan dengan
menambahkan suatu gas inert tidak akan
menggeser kesetimbangan.
 Perubahan tekanan hanya
memperngaruhi gas-gas yang merupakan
bagian dari suatu sistem kesetimbangan.

30. Perubahan Tekanan
 Secara umum, kenaikan tekanan dengan
cara penurunan volume akan menggeser
kesetimbangan ke arah sisi yang memiliki
jumlah mol lebih sedikit.
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
(tidak dipengaruhi oleh perubahan tekanan)
N2O2(g) ⇌ 2NO2(g)
(kenaikan tekanan akan menggeser
kesetimbangan ke kiri)

31. Perubahan Temperatur
 Perubahan temperatur biasanya akan
mengubah nilai tetapan kesetimbangan
 Nilai Kc dapat berkurang atau bertambah
dengan kenaikan temperatur
 Arah dan derajat perubahan reaksi bergantung
pada reaksi spesifik (eksoterm atau
endoterm). Kenaikan temperatur akan
bergeser ke arah reaksi endotem.
T, oC Kp
649 2,7 x 10o
760 6,3 x 101
871 8,2 x 102
982 6,8 x 103
T, oC Kp
227 9,0 x 10-2
427 8,1 x 10-5
627 1,3 x 10-6
827 9,7 x 10-8

32. Hubungan Temperatur dengan
Tetapan Kesetimbangan K
 Dengan menghubungkan Hukum II Termodinamika mengenai
energi bebas Gibbs dan kaitannya dengan persamaan gas
ideal, maka diperoleh hubungan:
G = RTln(Q/K) = RTlnQ – RTlnK
Dengan memilih nilai Q pada keadaan standar, pada saat semua
konsentrasi 1 M (atau tekanan 1 atm), maka nilai ln Q = 0 dan G =
G0, sehingga:
Go = - RTlnK
Pada setiap kondisi selain sistem kesetimbangan, kespontanan reaksi
dapat pula ditentukan:
G = Go + RTlnQ
Jadi, jika Q<K, lnQ/K < 0, reaksi bergeser ke kanan (G <0)
Jika Q>K, lnQ/K > 0, reaksi bergeser ke kiri (G>0)
Jika Q = K, lnQ/K = 0, reaksi dalam kesetimbangan (G = 0)

33. Hubungan Temperatur dengan
Tetapan Kesetimbangan K
 Dengan menggabungkan persamaan
Go = - RTlnK dengan Go = Ho-
TS, diperoleh persamaan van’t Hoff
yang menunjukkan hubungan antara K
dengan termperatur.
 Temperatur naik akan menaikkan nilai
Kc untuk sistem dengan Hrks positif
(endoterm).
 Temperatur naik akan menurunkan
nilai Kc untuk sistem dengan Hrks
negatif (eksoterm)
0
rks
2
1 2 1
H
K 1 1
ln
K R T T
 

 - -
 
 
lnK
1/T
Endoterm
Eksoterm