II. PEMBAHASAN
A. Henri Louis le Chatelier
Henri Louis le Chatelier (1850-1936) ialah seorang ahli kimia yang berasal dari
Perancis. Henri Louis le Chatelier lahir pada 8 Oktober 1850 di Paris dan merupakan
anak dari seorang insinyur Perancis Louis Le Chatelier dan Louise Durand. Ayahnya
adalah seorang tokoh berpengaruh yang memainkan peran penting dalam lahirnya
industri aluminium Perancis, pengenalan proses Martin-Siemens ke industri besi dan
baja, dan munculnya transportasi kereta api. Ayah Le Chatelier yang sangat
mempengaruhi masa depan anaknya. Le Chatelier adalah anak pertama dari enam
bersaudara. Datang dari keluarga borjuis Katolik Roma. Le Chatelier memiliki satu
saudara perempuan (Marie) dan empat saudara (Louis, Alfred, George dan André).
Le Chatelier menghadiri College Rollin di Paris. Pada usia 19, setelah hanya satu
tahun pengajaran di bidang teknik khusus, ia mengikuti jejak ayahnya dengan
mendaftar di École polytechnique pada tanggal 25 Oktober 1869. Seperti semua
murid la polytechnique, di September 1870, Le Châtelier bernama letnan dua dan
kemudian mengambil bagian dalam Pengepungan Paris. Setelah keberhasilan
cemerlang dalam pendidikan teknis, dia masuk ke École des Mines di Paris pada
1871.
Le Châtelier menikahi Geneviève Nicolas. Mereka memiliki tujuh anak, empat
perempuan dan tiga anak laki-laki, lima di antaranya memasuki bidang ilmiah, dua
hilang sebelum kematian Le Châtelier.
Meskipun pelatihan sebagai seorang insinyur, dan bahkan dengan kepentingan dalam
masalah industri, Le Châtelier memilih untuk mengajar kimia daripada mengejar karir
di industri. Pada tahun 1887, ia diangkat sebagai kepala kimia umum untuk kursus
persiapan dari École des Mines di Paris.
Ia gagal untuk mencoba mendapatkan posisi sebagai pengajar kimia di École
polytechnique pada tahun 1884 dan pada tahun 1897 di College de France, Le
Châtelier berhasil sebagai ketua kimia anorganik. Kemudian ia mengajar di universitas
Sorbonne, di sana ia menggantikan Henri Moissan.
Setelah empat kampanye gagal (1884, 1897, 1898 dan 1900), Le Châtelier terpilih
untuk Académie des (Academy of Science) pada tahun 1907. Ia juga terpilih untuk
Royal Swedish Academy of Sciences pada tahun 1907.
Pada 1888 ia menerbitkan buku yang berjudul Recherches sur les Equilibre
Chimiques (Penelitian Mengenai Kesetimbangan Kimia). Dalam bukunya, ia berhasil
merumuskan hubungan antara reaksi yang terjadi pada sistem kesetimbangan
kimia dengan aksi atau pengaruh yang diberikan dari luar. Hubungan yang lebih
dikenal dengan asas yang diberi nama dengan namanya itulah yang lebih
memopulerkan namanya. Asas itu berbunyi bahwa "apabila pada sistem
kesetimbangan yang sedang berlangsung dilakukan suatu aksi, timbul reaksi dari
system sehingga pengaruh aksi tersebut dapat diperkecil".
B. Cato Maximilian Guldberg
Cato Maximilian Guldberg
(lahir 11 Agustus 1836 di Christiania [sekarang Oslo],
Norwegia - meninggal 14 Januari 1902 di Christiania pada umur 65 tahun) adalah
seorang fisikawan dan kimiawan Norwegia yang merumuskan Hukum Aksi
Massabersama Peter Waage, yang menjelaskan tentang efek konsentrasi,
massa dan suhupada laju reaksi kimia.
Guldberg adalah anak sulung dari sembilan bersaudara dari pasangan Carl Agustus
Guldberg dan Hanna Sophie Theresia BullGuldberg.
Ayahnya adalah
seorangpendeta dan pemilik sebuah toko buku dan percetakan. Guldberg menempuh
pendidikannya di Universitas Christiania. Ia juga sempat berlatih di beberapa sekolah
militer kerajaan sebelum menjabat sebagai guru besar matematika di Universitas
Christiania pada tahun 1869. Studinya tentang termodinamika kimiadilakukan setelah
ia selesai menemukan formulasinya pada tahun 1890 yaitu Hukum Guldberg. Hukum
tersebut menyatakan bahwa pada skala mutlak titik zat mendidihadalah dua pertiga
temperatur kritis (maksimum di mana gas dapat dicairkan dengan tekanan
saja). Guldberg dan Waage mengumumkan hukum aksi massa mereka pada
tahun 1864 dan hanya menarik sedikit perhatian hingga ditemukan kembali
oleh William Esson dan Vernon Harcourt di Universitas Oxford di abad ke-20
C. Peter Waage
Setelah lulus pada tahun 1859, Waage mendapat beasiswa kimia, yang membuatnya
memapu melakukan kunjungan penelitian selama setahun di Perancis dan Jerman (di
mana sebagian besar hidupnya dihabiskan dengan Robert Wilhelm Bunsen di
Heidelberg) pada musim semi berikutnya. Ia pun ditunjuk menjadi Dosen Kimia di
Universitas Christinia pada tahun 1861 dan pada tahun 1866 ia dipromosikan menjadi
Profesor satu-satunya di bagian Kimia pada Universitas tersebut.
ahli ampiris Waage dan ahli teori Guldberg dibutuhkan untuk menghasilkan formulasi
matematis yang umum dan mendasar pada peranan pereaksi dalam suatu sistem
kesetimbangan kimia.
D. TETAPAN KESETIMBANGAN KIMIA (K)
Kesetimbangan suatu reaksi kimia dapat terjadi apabila reaksi berlangsung dua arah (reversibel) dan di dalam ruang tertutup, keadaan dimana laju reaksi maju dan laju reaksi balik sama besar dan dimana konsentrasi reaktan dan produk tetap tidak berubah seiring berjalannya waktu. Keadaan kesetimbangan dinamik ini ditandai dari adanya reaksi
bolak-balik yaitu bergeser ke kanan dan bergeser ke kiri. Pada tahun 1864, Cato Maximilian
Guldberg dan Peter Waage ilmuan dari Norwegia merumuskan hubungan antara konsentrasi zat-zat yang berada dalam kesetimbangan. Hubungan ini dikenal dengan Hukum Kesetimbangan Kimia sebagai berikut.
“Dalam keadaan setimbang pada suhu tertentu, hasil kali konsentrasi hasil reaksi dibagi hasil kali konsentrasi pereaksi yang ada dalam sistem kesetimbangan yang masing-masing dipangkatkan dengan koefisiennya mempunyai harga tetap.”
Hasil bagi tersebut dinamakan tetapan kesetimbangan dilambangkan dengan K.Bergantung
pada jenis spesi yang bereaksi, tetapan kesetimbangan dapat dinyatakan dalam molaritas (Kc) dan tekanan parsial (Kp).
1. Tetapan Kesetimbangan Berdasarkan Konsentrasi (Kc)
Kc dihitung berdasarkan hasil kali konsentrasi zat-zat hasil reaksi dibagi dengan hasil kali konsentrasi pereaksi setelah tiap-tiap zat dipangkatkan dengan koefisiennya menurut persamaan reaksi kesetimbangan.
Reaksi: Aa + bB cC + dD
Catatan:spesi (zat yang terlibat di dalam reaksi) yang ada dalam persamaan ketetapan kesetimbangan hanya spesi yang berfase gas (g) dan larutan (aq).
2. Tetapan Kesetimbangan Berdasarkan Tekanan Parsial (Kp)
Kp dihitung berdasarkan hasil kali tekanan parsial gas-gas hasil reaksi dibagi dengan hasil kali tekanan parsial gas-gas pereaksi setelah tiap-tiap gas dipangkatkan dengan koefisiennya menurut persamaan reaksi kesetimbangan. Tekanan parsial adalah tekanan bagian tiap-tiap gas.
Catatan:spesi kimia yang ada dalam persamaan tetapan kesetimbangan parsial hanya spesi kimia yang ada dalam fase gas (g), dan jumlah tekanan parsial (P) tiap-tiap gas merupakan tekanan total (Ptotal) suatu campuran gas.
Keterangan:
∆n = (c+d) – (a+b)
= jumlah koefisien gas kanan – jumlah koefisien gas kiri
R = Tetapan gas ideal (0,0821 L.atm.mol-1K-1)
T = Suhu (Kelvin)
Kc akan sama dengan nilai Kp jika harga ∆n = 0 Bila reaksi-reaksi yang memiliki harga K :
Dibalik, maka harga K menjadi
Dikali n, maka harga K menjadi Kn
Dibagi n, maka harga K menjadi
Dijumlah, maka harga K dikalikan
E. TETAPAN KESETIMBANGAN AIR (Kw)
H2O (l) H+(aq) + OH-(aq)
Harga konstanta kesetimbangan K untuk reaksi kesetimbangan ionisasi air.
atau K. [H2O] = [H+] [OH-]
Harga [H2O] dianggap tidak berubah karena air murni merupakan elektrolit yang sangat
lemah. Oleh sebab itu, air murni yang terionisasi sangat kecil. Dengan demikian, K.[H2O]
menjadi tetapan kesetimbanan ion bagi air yang dinotasikan dengan Kw.
Berdasarkan hasil eksperimen, nilai pada suhu 250 C, Kw = 1 x 10-14
Oleh karena pada ionisasi harga [H+] = [OH-], maka
Kw = [H+] [OH-] = [H+]2 = [OH-]2 = 10-14
[H+] = [OH-] = = 10-7 M
F. TETAPAN KESETIMBANGAN ION ASAM (Ka)
Asam lemah mengalami ionisasi sebagian ( <1) dan nilai pH sedang. Larutan asam lemah
mengandung molekul-molekul asam, ion-ion H+, dan ion-ion sisa asam yang berada dalam
kesetimbangan. Secara umum ionisasi asam lemah dirumuskan sebagai berikut.
HA (aq) H+(aq) + A
-(aq)
Harga Ka untuk asam lemah kecil. Semakin kecil harga asam lemah, semakin kecil pula
harga harga Ka-nya. Hubungan antara derajat ionisasi dengan tetapan kesetimbangan ionisasi asam lemah sebagai berikut.
=
Keterangan:
a = konsentrasi molar asam mula-mula
= derajat ionisasi
G. TETAPAN KESETIMBANGAN ION BASA (Kb)
Basa lemah mengalami ionisasi sebagian ( <1). Larutan basa lemah mengandung
molekul-molekul basa, ion-ion logam yang berada dalam kesetimbangan. Reaksi ionisasi ion basa, secara umum dirumuskan sebagai berikut.
LOH (aq)L+ (aq) + OH -(aq)
Tetapan kesetimbangan ionisasi basa lemah disebut tetapan ionisasi basa, dilambangkan dengan Kb.
Harga Kb basa lemah kecil. Semakin kecil harga basa lemah, semakin kecil harga Kb.
Hubungan antara derajat ionisasi dengan tetapan kesetimbangan ionisasi basa lemah sebagai berikut.
Keterangan:
b = konsentrasi molar basa mula-mula
= derajat ionisasi
H. TETAPAN HIDROLISIS (Kh)
penguraian garam dalam air membentuk ion positif dan ion negatif. Ion-ion tersebut akan
membentuk asam (H3O+) dan basa (OH-) asalnya. Sebagian asam dan basa tergolong elektrolit
kuat (asam kuat dan basa kuat), sedangkan sebagian lainnya tergolong elektrolit lemah (asam
lemah dan basa lemah). Contoh asam kuat yaitu H2SO4, HCl, HNO3, HI, HBr, dan HClO4.
Contoh basa kuat yaitu semua basa alkali (NaOH, KOH) dan semua basa logam alkali tanah (Ca(OH)2, Ba(OH)2, kecuali Be(OH)2. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat relatif lemah atau bahkan tidak dapat bereaksi sama sekali dengan air. Sementara itu, garam yang berasal dari asam lemah dan basa lemah relatif kuat bereaksi dengan air.
Air akan terionisasi menurut persamaan reaksi berikut ini. H2O (l) H+ (aq) + OH- (aq)
Berdasarkan asam dan basa pembentuknya, jenis garam dibedakan menjadi empat sebagai berikut.
a. Garam dari Asam Kuat dan Basa Kuat
Garam natrium klorida (NaCl) terionisasi sempurna dalam air menurut persamaan reaksi berikut.
NaCl (aq) Na (aq) + Cl- (aq)
Ion Na+ dari garam NaCl berasal dari basa kuat NaOH sehingga tidak dapat bereaksi
dengan ion OH- dari air. Sementara itu, ion Cl- dari garam NaCl berasal dari asam kuat
HCl sehingga tidak dapat bereaksi dengan ion H+ dari air. Oleh karenanya, garam yang
berasal dari asam kuat dan basa kuat tidak dapat bereaksi dengan air atau tidak
terhidrolisis. Sehingga tidak dapat ditentukan tetapan hidrolisisnya. Harga [OH-] dan
[H+] dalam air tidak berubah dengan adanya garam, sehingga pH tetap sama dengan pH
air murni (pH = 7). Larutan garam ini bersifat netral.
b. Garam dari Asam Lemah dan Basa Kuat
Garam natrium asetat (CH3COONa) di dalam air akan terionisasi menurut persamaan reaksi berikut.
CH3COONa (aq) CH3COO-(aq) + Na+
(aq)
Ion CH3COO- dari garam CH3COONa berasal dari asam lemah CH3COOH sehingga
bereaksi dengan ion H+ dari air. Persamaan reaksinya sebagai berikut.
CH3COO-(aq) + H2O (l) CH3COOH (aq) + OH
-(aq)
Ion Na+ dari garam CH3COONa berasal dari basa kuat NaOH sehingga tidak dapat
bereaksi dengan ion OH- dari air. Jadi, garam dari asam lemah dan basa kuat akan
mengalami hidrolisis parsial (sebagian). Pelarutan ini mengakibatkan bertambahnya ion
OH- dan berkurangnya ion H+ dalam air sehingga mengakibatkan larutan bersifat basa
atau mempunyai pH>7. Garam jenis ini yang terhidrolisis hanya anion dari asam lemahnya. Reaksinya sebagai berikut.
A- + H2O HA + OH
-Tetapan hidrolisis (Kh) dituliskan sebagai berikut.
=
Sehingga
c. Garam dari Asam Kuat dan Basa Lemah
Garam amonium klorida NH4Cl terionisasi di dalam air menurut persamaan reaksi berikut.
NH4Cl (aq) NH4+(aq) + Cl-
(aq)
Ion NH4+ dari garam NH4Cl berasal dari basa lemahNH4OH sehingga bereaksi dengan ion
OH- dari air menurut reaksi berikut.
NH4+(aq) + H2O (l) NH4OH (aq) + H+ (aq)
Ion Cl- dari garam NH4Cl berasal dari asam kuat HCl sehingga tidak dapat bereaksi
dengan ion H+ dari air. Jadi, garam jenis ini mengalami hidrolisis parsial. Pelarutan
garam dalam air mengakibatkan bertambahnya ion H+ dan berkurangnya ion OH- dalam
air sehingga larutan bersifat asam atau mempunyai pH<7. Garam jenis ini yang terhidrolisis kation dari basa lemahnya. Reaksinya sebagai berikut.
M+ + H2O MOH + H+
Tetapan hidrolisis (Kh) dituliskan sebagai berikut.
Jika dikalikan dengan , didapatkan rumus sebagai berikut.
=
Sehingga
d. Garam dari Asam Lemah dan Basa Lemah
Garam amonium sianida NH4CN terionisasi di dalam air menurut reaksi berikut.
NH4CN (aq) NH4+(aq) + CN
-(aq)
Ion NH4+ dari garam NH4CN berasal dari basa lemah NH4OH sehingga akan bereaksi dengan
ion OH- dari ion air menurut reaksi berikut.
NH4+ (aq) + H2O (l) NH4OH (aq) + H+ (aq)
Ion CN- dari garam NH4CN berasal dari asam lemah HCN sehingga akan bereaksi dengan ion
H+ dari air menurut reaksi berikut.
CN- (aq) + H2O (l) HCN (aq)+ OH- (aq)
konsentrasi garamnya, tetapi tergantung pada harga Ka dan Kb. Adapun ketentuannya sebagai berikut.
1) Jika Ka = Kb, larutan garam bersifat netral atau mempunyai pH=7 2) Jika Ka > Kb, larutan garam bersifat asam atau mempunyai pH<7 3) Jika Ka< Kb, larutan garam bersifat basa atau mempunyai pH>7
Garam jenis ini, baik anion dari asam lemahnya maupun kation dari basa lemahnya dapat terhidrolisis. Reaksinya sebagai berikut.
M+ + A- + H2O MOH + HA
Tetapan hidrolisis (Kh) dituliskan sebagai berikut.
Jika dikalikan dengan
,
didapatkan rumus sebagai berikut.