KIMIA FISIK 2 KONSTANTA KESETIMBANGAN

BAB I PENDAHULUAN

I.1 Latar Belakang

Pemikiran mengenai kereversibelan reaksi kimia mula-mula dinyatakan secara jelas dalam 1799 oleh C. Berthollet yang menyatakan adanya deposit natrium karbonat dalam danau garam tertentu dan menarik kesimpulan bahwa deposit itu dihasilkan oleh konsentrasi natrium khlorida yang tinggi dan kalsium karbonat yang terlarut, kebalikan dari percobaan laboratorium yang mana natrium karbonat bereaksi dengan kalsium khlorida untuk mengendapkan kalsium karbonat. Dalam 1863 pengaruh yang dimiliki konsentrasi etil alcohol dan asam asetat terhadap konsentrasi etil asetat telah dilaporkan oleh M. berthollet dan Saint-Gilles.

Dalam 1864 Guldberg dan Waage menunjukkan secara eksperimental bahwa dalam reaksi kimia akan dicapai kesetimbangan tertentu yang dapat didekati dari dua arah. Mereka yang pertama menyadari bahwa ada hubungan matematis antara konsentrasi pereaksi dan hasil reaksi pada kesetimbangan. Dalam 1877 Van’t Hoff mengusulkan bahwa dalam ungkapan kesetimbangan untuk hidrolisis etil asetat, konsentrasi dari setiap pereaksi harus tampak sebagai pangkat pertama, setiap pereaksi memiliki koefisien satu dalam persamaan kimia yang disetarakan.

I.2 Rumusan Masalah

1. Apa yang dimaksud dengan Fungsi Energi Bebas (Definisi)? 2. Apa yang dimaksud dengan Potensial Kimia?

3. Apa hubungan energy bebas dengan konstanta kesetimbangan kimia? I.3 Tujuan

1. Menjelaskan definisi fungsi energy bebas Helmholtz dan energy bebas Gibbs. 2. Menjelaskan mengenai potensial kimia

BAB II PEMBAHASAN

II.1 Fungsi Energi Bebas (Definisi) 1. Energy Bebas Helmholtz

Energy bebas Helmholtz ditunjukkan oleh symbol A dan dikenal juga sebagai “Fungsi Kerja Total”. Energy bebas Helmholtz didefinisikan sebagai :

A=E−T S …(1.1) dan untuk perubahan kecil :

dA=dE=TdS−SdT …(1.2) Sekarang dS=DQrev

T =

dE−pdV

T (dengan menggunakan hukum termodinamika I) atau :

dE=TdS−pdV …(1.3) dA=−pdV−SdT …(1.4)

Dapat juga terlihat bahwa pada temperatur konstan dan volume konstan : dA=−DW …(1.5)

yaitu perubahan energy bebas Helmholtz membatasi kerja total yang dapat diperoleh. Kerja total meliputi seluruh jenis kerja.

2. Energy Bebas Gibbs

Energy bebas Gibbs ditunjukkan oleh symbol G dan didefinisikan sebagai : G=E+pV−TS …(1.6)

¿H−TS=A+pV …(1.7) dan untuk perubahan kecil :

dG=dE+pdV+Vdp−TdS−SdT …(1.8) Dengan menggabungkan persamaan (1.8) dengan (1.3) :

dG=Vdp−SdT …(1.9)

Dapat dilihat bahwa pada temperature dan tekanan konstan, yaitu hukum termodinamika II :

dS ≥D Qrev

T =

dE+DW

T =

dE+pdV+DU T

Dimana W adalah kerja total, pdV adalah kerja ekspansi dan U adalah kerja yang berguna. Sesudah penyusunan kembali :

Pada temperatur dan tekanan konstan :

−d

[

E+pV−TS

]

=−dG ≥ DU …(1.10)

Di mana U adalah kerja yang terpisah dari kerja ekspansi yang dapat diperoleh dengan penurunan energy bebas. Atau U dikenal juga dengan “fungsi kerja berguna”, yaitu kerja berguna yang dapat diperoleh pada ekspansi penurunan energy bebas.

II.2 Potensial Kimia

Potensi kimia adalah parsial molar Gibbs energi bebas, didefinisikan sebagai µi = (G / ni) T, P, nj. Definisi berarti bahwa potensi kimia perubahan energi bebas Gibbs ketika satu mol zat yang ditambahkan ke jumlah yang sangat besar sampel. Potensi kimia adalah ukuran dari kimia stabilitas yang dapat digunakan untuk memprediksi dan menafsirkan perubahan fase dan reaksi kimia. Zat dengan potensi kimia yang lebih tinggi akan bereaksi atau bergerak dari satu phase lain untuk menurunkan energi bebas Gibbs keseluruhan sistem. Sebagai contoh, pertimbangkan campuran es dan air. Jika es mencair, potensi kimia air adalah lebih rendah daripada es. Jika air membeku, potensi kimia es adalah lebih rendah.

A. Potensial Kimia untuk Gas Ideal Murni

Potensial kimia dari setiap komponen ditetapkan sebagai perubahan dalam energi bebas sistem jika satu mol komponen ditambahkan pada sistem dengan jumlah tidak terhingga, sehingga tidak ada perubahan dalam komposisi yang terjadi dalam sistem. Secara matematik didefinisikan sebagai :

μi=

(

∂G ∂ n_i

)

_{T , p , nj}

Potensial kimia dari gas ideal murni adalah : μ=μ °(T)+RTlnp

B. Potensial Kimia Gas Ideal dalam Campuran Gas Ideal Potensial kimia dari gas ideal murni dalam campuran gas adalah

μ_i=μ_i(murni)+RTlnx_i

μ_i(murni) adalah potensial kimia gas murni pada temperatur tekanan sama seperti

dalam campuran, dan xi adalah fraksi mol. Dari persamaan ini jelas bahwa

potensial kimia dari setiap gas dalam campuran lebih kecil daripada gas murni pada temperatur dan tekanan yang sama, karena xi lebih kecil daripada satu dan ln xiakan

II.3 Hubungan Energi Bebas dengan Konstanta Kesetimbangan Kimia Tetapan Kesetimbangan ( Kc )

Hukum Gulberg – Wooge Untuk reaksi setimbang : aA + bB ⇌ cC + dD berlaku rumus :

Kc=[C]

c

[D]d [A]a[B]b

Untuk reaksi heterogen, zat berfasa padat tidak menentukan harga Kc. Contoh :

CaCO3(S) ⇌ CaO(s) + CO2(g)

Maka rumusan harga Kc : Kc = [CO2]

PbSO4(s) + 2KI (aq) ⇌ PbI2 (s) + K2SO4

KI ¿ ¿ ¿

Kc=[K2SO_¿ 4]

Zat berfasa padat tidak menentukan harga Kc, karena susah untuk bergerak. Karena kesetimbangan itu merupakan waktu reaksi dinamis ( bergerak ).

Tetapan kesetimbangan tekanan (Kp) ntot = n1 + n2 + n3 + ...

ntot : jumlah mol total gas dalam sistem

n1,2,3 : jumlah mol masing - masing gas dalam sistem Ptot : P1 + P2 + P3 + ... ( hukum Dalton )

Ptot : tekanan total gas dalam sistem

P1,2,3 : Tekanan masing – masing gas dalam sistem ( tekanan parsial ) Tetapan Kesetimbangan ( Kp):

Tekanan parsial gas dirumuskan :

P= n ntot

× P tot:

Untuk reaksi kesetimbangan gas 2 A(g) + B (g) ⇌ 2 C (g), maka :

Kp= P(C) 2

P(A)2. P(B)

hubungan tetapan kesetimbangan Kp dengan Kc berdasarkan hukum gas ideal : pv = nRT

p=nRT V

P=MRT

Karena

Kp= P(C) 2

P(A)2. P(B)

Kp=

[

(

nα 1+(n−1)α

)

P Po

]

vB

[

(

1−α

1+(n−1)α

)

P Po

]

VA

Kp=

[

(

nα 1+(n−1)α

)

P Po

]

n

[

(

1−α

1+(n−1)α

)

P Po

]

BAB III SOAL-SOAL 1. Ozon didapatkan dari oksigen dengan reaksi :

3

2o2⇌o3

jika ∆ G0_{f ozon adalah163,43kJ mol}−1_{, hitung K}

ppada250C .

Energi bebas standar reaksiakan menjadi

∆ G0(reaksi)=

∑

substitusikan harga−hargaini dalam persamaan:

In Kp = −∆ G

2. Dalam soal No.1 jika reaksi dilakukan pada 1 atm dan temperature 250 c, hitung KX dan Kc.

Harga Kp yang diperoleh dalam soal No.1 adalah : Kp= 10−28,69

=2,04×10−29 _{sekarang dengan mensubstitusikan masing-masing harga} dalam hubungan : Dalam hal yang sama

Kc=KP(RT)

Ungkapkan nilai derajat disosiasinya ?

N₂O_4(g)⇌2NO_2(g) Mula : 1

Kp−Kp α2=4a2. P Po

Kp=4α2. P

Po+Kp α

2

Kp=α2_.

(

P

Po+Kp

)

α2= Kp 4p

Po+Kp

α2= Kp

4

(

P Po

)

+Kp

α=

(

4

(

PKp Po

)

+Kp

)

1 2

4. Hitung tekanan CO2 pada 427oC dalam reaksi dibawah kesetimbangan

CaCO3(S)

CaCo

3(s)

⇔

CaO

(s)

+

CO

2(g) Keadaan jika

ΔGof_(CaCO

3)=−1129 kJ, ΔG

o

f_{(CaO)=−604,2 kJ, ΔG}of_(CO

2)=−394,6 kJ

Perubahan energi bebas reaksi adalah

ΔGo(reaksi)

=(−604,2)+(394,6)−(−1129)=130,2 kJ

Dengan mensubstitusikan harga ini dalam persamaan

log K

_p

=

log p

_e

(

CO

₂

)=−

130,2 x 10

3

_J

(

2,303

)(

8,314Jmol

-1

K

-1

)(

700K

)

=−

9,712

5. Hitung tekanan parsial NO2(g) pada tekanan total 1 atmosfer dan 25oC dalam reaksi

Maka konstanta kesetimbangan akan menjadi

Kp=p

Kp dapat dihitung dari hubungan

ΔG

o

₌₋

_RT

_ln

_Kp

log

Kp

=

−(

5,395 x 10

3

_J

₎

(

2,303

)(

8,314 Jmol

-1

K

−1

₎₍

_298K

₎

=−

0,3897

Kp

=

0,4077

=

0,408

6. PCl_5(g)⇌PCl_3(g)+Cl_2(g) Ungkapkan nilai Kp-nya ?

PCl_5(g)⇌PCl_3(g)+Cl_2(g)

Mula : n

Rx : nα nα nα Stb : n(1-α) nα nα Mol total = n(1- α) + 2nα

= n + nα

PCl_5(g)⇌PCl_3(g)+Cl_2(g)

Fraksi mol

1−α

1+α α

1+α α

1+α

Tekanan Parsial 1−α

1+α P αP

1+α αP

Kp=

(

αP

1+α

)(

αP

1+α

)

(

1−α

1+α

)

P

Kp=

(

αP 1+α

)(

αP

1+α

)

(1+α) (1−α)P

Kp=α

2

(1+α)(1−α) P Kp=α

2

DAFTAR PUSTAKA

Alberty, Robert A. dan Farrington Daniels.1980. Kimia Fisika Jilid 1. Erlangga. Jakarta. Dogra, S.K dan S. Dogra. 2009. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Penerbit Universitas Indonesia.

Jakarta.

untuk campuran gas ideal :

P_i=niRT

V =ciRT

Kp=

∏

i ❑

(

c_iRT P0

)

Pi

Kp=

∏

i ❑

[

(

c_i c₀

)(

c₀RT P0

)

]

vi ¿

(

c0RT

P0

)

∑

i

v_i

∏

i

(

c_i c₀

)

vi

¿

(

c0RT P0

)

∑

i

viKc

Kc=

∏

i

(

c_i c₀

)

vi