www.wikidata.id-id.nina.az

Kesetimbangan kimia Dalam reaksi kimia kesetimbangan kimia adalah keadaan saat kedua reaktan dan produk hadir dalam kons

Kesetimbangan kimia

Dalam reaksi kimia, kesetimbangan kimia adalah keadaan saat kedua reaktan dan produk hadir dalam konsentrasi yang sama. Biasanya, keadaan ini terjadi ketika reaksi ke depan berlangsung pada laju yang sama dengan reaksi balik. Laju pada reaksi maju dan mundur umumnya tidak nol, tapi sama. Dengan demikian, tidak ada perubahan bersih dalam konsentrasi reaktan dan produk. Keadaan seperti ini dikenal sebagai kesetimbangan dinamis.

Sejarah

Buret, suatu peralatan laboratorium umum untuk melakukan titrasi, teknik eksperimental penting dalam kesetimbangan dan kimia analitik.

Konsep kesetimbangan kimia dikembangkan setelah Berthollet (1803) menemukan bahwa beberapa reaksi kimia bersifat reversibel. Untuk setiap campuran reaksi yang ada pada kesetimbangan, laju pada reaksi maju dan mundur adalah sama. Dalam persamaan berikut ini panah menunjuk kedua arah menunjukkan kesetimbangan, A dan B adalah spesi reaktan kimia, S dan T adalah spesi produk, dan α, β, σ, dan τ adalah koefisien stoikiometri dari reaktan dan produk tersebut:

Posisi konsentrasi kesetimbangan dari suatu reaksi dikatakan berada "jauh ke kanan" jika, pada kesetimbangan, hampir semua reaktan dikonsumsi. Sebaliknya posisi kesetimbangan dikatakan "jauh ke kiri" jika hampir tidak ada produk yang terbentuk dari reaktan.

Guldberg dan Waage (1865), membangun gagasan Berthollet, mengusulkan hukum aksi massa:

dimana A, B, S dan T adalah massa aktif dan k+ serta k− adalah konstanta laju. Karena pada kesetimbangan, laju maju dan mundur adalah sama:

Dan rasio konstanta laju juga konstan, sekarang dikenal sebagai konstanta kesetimbangan.

Berdasarkan konvensi, produk adalah pembilang.

Namun, hukum aksi massa hanya berlaku untuk reaksi satu tahap gabungan yang dilanjutkan melalui satu keadaan transisi dan tidak berlaku secara umum karena persamaan laju tidak, secara umum, mengikuti reaksi stoikiometri seperti Guldberg dan Waage telah usulkan (lihat, misalnya, substitusi nukleofilik oleh SN1 atau reaksi hidrogen dan bromin untuk membentuk hidrogen bromida). Kesetaraan laju reaksi ke depan dan ke belakang, bagaimanapun, adalah syarat kondisi yang diperlukan untuk keseimbangan kimiawi, meskipun tidak cukup untuk menjelaskan mengapa kesetimbangan terjadi.

Terlepas dari kegagalan derivasi ini, konstanta kesetimbangan untuk sebuah reaksi memang konstan, terlepas dari aktivitas berbagai spesies yang terlibat, meskipun hal itu bergantung pada suhu seperti yang diamati oleh persamaan van 't Hoff. Menambahkan katalis akan mempengaruhi reaksi maju maupun reaksi sebaliknya dengan cara yang sama dan tidak akan berpengaruh pada konstanta kesetimbangan. Katalis akan mempercepat kedua reaksi sehingga meningkatkan kecepatan di mana keseimbangan tercapai.

Meskipun konsentrasi kesetimbangan makroskopis konstan pada waktunya, reaksi terjadi pada tingkat molekul. Misalnya, dalam kasus asam asetat yang dilarutkan dalam air dan membentuk ion asetat dan hidronium,

Sebuah proton dapat melompat dari satu molekul asam asetat ke molekul air dan kemudian ke anion asetat untuk membentuk molekul asam asetat lain dan membiarkan jumlah molekul asam asetat tidak berubah. Ini adalah contoh kesetimbangan dinamis. Kesetimbangan, seperti sisa termodinamika, adalah fenomena statistik, rata-rata perilaku mikroskopis.

Prinsip Le Châtelier (1884) memberi gambaran tentang perilaku suatu sistem kesetimbangan saat perubahan kondisi reaksinya terjadi. Jika kesetimbangan dinamis terganggu dengan mengubah kondisinya, posisi kesetimbangan bergerak untuk membalikkan sebagian perubahan. Misalnya, menambahkan lebih banyak S dari luar akan menyebabkan kelebihan produk, dan sistem akan mencoba untuk melawannya dengan meningkatkan reaksi balik dan mendorong titik kesetimbangan ke belakang (meskipun konstanta kesetimbangan akan tetap sama).

Jika asam mineral ditambahkan ke dalam campuran asam asetat, meningkatkan konsentrasi ion hidronium, jumlah disosiasi harus berkurang saat reaksi digerakkan ke kiri sesuai dengan prinsip ini. Hal ini juga dapat disimpulkan dari ekspresi konstanta kesetimbangan untuk reaksi:

Jika {H3O+} bertambah {CH3CO2H} harus bertambah dan CH3CO−2 harus berkurang. H2O dilepaskan, karena pelarut dan konsentrasinya tetap tinggi dan hampir konstan.

Versi kuantitatif diberikan oleh hasil bagi reaksi.

J. W. Gibbs menyarankan pada tahun 1873 bahwa kesetimbangan tercapai saat energi bebas Gibbs dari sistem bernilai minimum (dengan anggapan reaksi dilakukan pada suhu dan tekanan konstan). Apa artinya ini adalah turunan dari energi Gibbs berkenaan dengan koordinat reaksi (ukuran reaksi yang telah terjadi, mulai dari nol untuk semua reaktan sampai maksimum untuk semua produk) lenyap, menandakan titik stasioner. Turunan ini disebut reaksi energi Gibbs (atau perubahan energi) dan sesuai dengan perbedaan antara potensial kimia dari reaktan dan produk pada komposisi campuran reaksi. Kriteria ini diperlukan dan cukup. Jika campuran tidak berada pada kesetimbangan, pembebasan kelebihan energi Gibbs (atau energi bebas Helmholtz pada volume reaksi konstan) adalah "kekuatan penggerak" untuk komposisi campuran agar berubah sampai tercapai kesetimbangan. Konstanta kesetimbangan dapat dikaitkan dengan energi bebas Gibbs standar untuk reaksi dengan persamaan

Dimana R adalah tetapan gas ideal dan T adalah suhu.

Bila reaktan dilarutkan dalam medium dengan kekuatan ion tinggi; hasil koefisien aktivitas dapat dianggap konstan. Dalam hal ini hasil bagi konsentrasi, Kc,

dimana [A] adalah konsentrasi A, dan lain-lain, tidak bergantung pada konsentrasi analitis reaktan. Untuk alasan ini, konstanta kesetimbangan untuk larutan biasanya ditentukan di media dengan kekuatan ion tinggi. Kc bervariasi dengan kekuatan ion, suhu dan tekanan (atau volume). Juga Kp untuk gas bergantung pada tekanan parsial.

Termodinamika

Variasi kurva G (T, P) tergantung pada ξ.

Pada suhu dan tekanan konstan, harus mempertimbangkan energi bebas Gibbs, G, sedangkan pada suhu dan volume konstan, harus mempertimbangkan energi bebas Helmholtz: A, untuk reaksinya; dan pada energi dalam dan volume konstan, seseorang harus mempertimbangkan entropi untuk reaksi: S.

Kasus volume konstan penting dalam geokimia dan kimia atmosfer di mana variasi tekanan signifikan. Perhatikan bahwa, jika reaktan dan produk berada dalam keadaan standar (benar-benar murni), maka tidak akan ada reversibilitas dan tidak ada kesetimbangan. Memang, mereka tentu saja harus menempati kisi-kisi ruang. Pencampuran produk dan reaktan berkontribusi pada entropi besar (dikenal sebagai entropi pencampuran) pada keadaan yang mengandung campuran produk dan reaktan yang sama. Perubahan energi Gibbs standar, bersamaan dengan energi pencampuran Gibbs, menentukan keadaan kesetimbangan.

Pada artikel ini hanya kasus tekanan konstan yang dipertimbangkan. Hubungan antara energi bebas Gibbs dan konstanta kesetimbangan dapat ditemukan dengan mempertimbangkan potensial kimia.

Pada suhu dan tekanan konstan, energi bebas Gibbs, G, karena reaksinya hanya bergantung pada tingkat reaksi.: ξ (huruf Yunani xi), dan hanya bisa berkurang sesuai dengan hukum kedua termodinamika. Artinya turunan dari G dengan ξ harus negatif jika reaksi terjadi; pada kesetimbangan turunannya sama dengan nol.

Untuk memenuhi kondisi kesetimbangan termodinamika, energi Gibbs harus stasioner, yang berarti bahwa turunan dari G berkenaan dengan tingkat reaksi: ξ, harus nol. Dapat ditunjukkan bahwa dalam kasus ini, jumlah potensial kimia dari produk sama dengan jumlah yang sesuai dengan reaktan. Oleh karena itu, jumlah energi Gibbs dari reaktan harus sama dengan jumlah energi Gibbs dari produk.

where μ Dalam hal ini adalah energi Gibbs molar parsial, sebuah potensial kimia. Potensial kimia pereaksi A adalah fungsi aktivitas, {A} dari pereaksi tersebut.

(dimana μoA adalah potensial kimia standar).

Definisi persamaan energi bebas Gibbs berinteraksi dengan hubungan termodinamika fundamental untuk menghasilkan

Memasukkan dNi = νi dξ kedalam persamaan di atas menghasilkan koefisien stoikiometri () dan diferensial yang menunjukkan reaksi terjadi sekali (dξ). Pada tekanan dan suhu konstan, persamaan di atas dapat ditulis sebagai

Hal ini menghasilkan:

Dengan mensubstitusi potensial kimia:

hubungannya menjadi:

yaitu perubahan energi Gibbs standar bagi reaksi yang dapat dihitung menggunakan tabel termodinamika. Hasil bagi reaksinya didefinisikan sebagai:

Karenanya,

Pada kesetimbangan:

mengarah pada:

dan

menghasilkan nilai perubahan energi Gibbs standar, memungkinkan perhitungan konstanta kesetimbangan.

Pengaruh suhu

Pengaruh perubahan suhu pada konstanta kesetimbangan diberikan oleh persamaan van 't Hoff

Karenanya, untuk reaksi eksotermik (ΔH adalah negatif), K menurun dengan kenaikan suhu, namun untuk reaksi endotermik, (ΔH positif) K meningkat dengan kenaikan suhu. Rumus alternatifnya adalah

Pada pandangan pertama ini tampaknya menawarkan cara untuk mendapatkan entalpi molar standar reaksi dengan mempelajari variasi K dengan suhu. Namun, dalam praktiknya, metode ini tidak dapat diandalkan karena propaganda kesalahan hampir selalu memberikan kesalahan yang sangat besar pada nilai yang dihitung dengan cara ini

Zat murni

Kurva disosiasi asam lemah
HA + H2O ↔ A− + H3O+

Bila zat murni (cairan atau padatan) dilibatkan dalam kesetimbangan, aktivitasnya tidak muncul dalam konstanta kesetimbangan. karena nilai numerik mereka dianggap satu.

Menerapkan rumus umum untuk konstanta kesetimbangan pada kasus spesifik larutan encer asam asetat dalam air diperoleh

Untuk semua larutan yang sangat terkonsentrasi, air dapat dianggap sebagai cairan "murni", dan karena itu memiliki aktivitas satu. Ekspresi konstanta kesetimbangan oleh karena itu biasanya ditulis sebagai

Kasus tertentu adalah swaionisasi air itu sendiri

Karena air adalah pelarut, dan memiliki aktivitas satu, konstanta swaionisasi air didefinisikan sebagai

Sangat sah untuk menulis [H+] untuk konsentrasi ion hidronium, karena keadaan solvasi proton konstan (dalam larutan encer) dan karenanya tidak mempengaruhi konsentrasi kesetimbangan. Kw bervariasi dengan variasi kekuatan ion dan/atau suhu.

Konsentrasi H+ dan OH− bukanlah kuantitas independen. Umumnya [OH−] digantikan oleh Kw[H+]−1 dalam persamaan konstanta kesetimbangan yang dinyatakan meliputi ion hidroksida.

Padatan juga tidak muncul dalam ekspresi konstanta kesetimbangan, jika dianggap murni dan dengan demikian aktivitas mereka menjadi satu. Contohnya adalah reaksi Boudouard:

dimana persamaan (tanpa karbon padat) ditulis sebagai:

Jenis kesetimbangan

Proses Haber–Bosch
  1. N2 (g) N2 (diserap)
  2. N2 (diserap) 2 N (diserap)
  3. H2 (g) H2 (diserap)
  4. H2 (diserap) 2 H (diserap)
  5. N (diserap) + 3 H(diserap) NH3 (diserap)
  6. NH3 (diserap) NH3 (g)

Dalam aplikasi ini, istilah seperti konstanta kestabilan, konstanta pembentukan, konstanta pengikatan, konstanta afinitas, konstanta asosiasi/disosiasi digunakan. Dalam biokimia, adalah umum untuk memberi unit konstanta pengikatan, yang berfungsi untuk menentukan unit konsentrasi yang digunakan bila nilai konstanta ditentukan.

Lihat pula

Wikimedia Commons memiliki media mengenai Kesetimbangan kimia.

Referensi

  1. ^ Atkins, Peter; De Paula, Julio (2006). Atkins' Physical Chemistry (edisi ke-8th). W. H. Freeman. hlm. 200–202. ISBN 0-7167-8759-8. 
  2. IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, edisi ke-2 ("Buku Emas") (1997). Versi koreksi daring:  (2006–) "chemical equilibrium".
  3. Atkins, Peter W.; Jones, Loretta. Chemical Principles: The Quest for Insight (edisi ke-2nd). ISBN 0-7167-9903-0. 
  4. Brady, James E. Chemistry: Matter and Its Changes (edisi ke-4th). Fred Senese. ISBN 0-471-21517-1. 
  5. Schultz, Mary Jane (1999). "Why Equilibrium? Understanding Entropy of Mixing". Journal of Chemical Education. 76 (10): 1391. Bibcode:1999JChEd..76.1391S. doi:10.1021/ed076p1391. 
  6. Clugston, Michael J. (1990). "A mathematical verification of the second law of thermodynamics from the entropy of mixing". Journal of Chemical Education. 67 (3): 203. Bibcode:1990JChEd..67Q.203C. doi:10.1021/ed067p203. 
  7. ^ Concise Encyclopedia Chemistry. 1994. ISBN 0-89925-457-8. 
  8. "Computer Program for Calculation of Complex Chemical Equilibrium Compositions and Applications" (PDF). NASA Reference publication 1311. NASA. 1994. 

Bacaan lebih lanjut

  • Van Zeggeren, F.; Storey, S. H. (1970). The Computation of Chemical Equilibria. Cambridge University Press.  Utamanya terkait dengan kesetimbangan fase gas.
  • Leggett, D. J., ed. (1985). Computational Methods for the Determination of Formation Constants. Plenum Press. 
  • Martell, A. E.; Motekaitis, R. J. (1992). The Determination and Use of Stability Constants. Wiley-VCH. 
  • Gans, P. (2004). Stability Constants: Determination and Uses (CD-ROM). Leeds: Protonic Software. 
wikipedia, wiki, buku, buku, perpustakaan, artikel, baca, unduh, gratis, unduh gratis, mp3, video, mp4, 3gp, jpg, jpeg, gif, png, gambar, musik, lagu, film, buku, permainan, permainan.
Tanggal penerbitan:
Dalam reaksi kimia kesetimbangan kimia adalah keadaan saat kedua reaktan dan produk hadir dalam konsentrasi yang sama 1 Biasanya keadaan ini terjadi ketika reaksi ke depan berlangsung pada laju yang sama dengan reaksi balik Laju pada reaksi maju dan mundur umumnya tidak nol tapi sama Dengan demikian tidak ada perubahan bersih dalam konsentrasi reaktan dan produk Keadaan seperti ini dikenal sebagai kesetimbangan dinamis 1 2 Daftar isi 1 Sejarah 2 Termodinamika 3 Pengaruh suhu 4 Zat murni 5 Jenis kesetimbangan 6 Lihat pula 7 Referensi 8 Bacaan lebih lanjutSejarah Sunting Buret suatu peralatan laboratorium umum untuk melakukan titrasi teknik eksperimental penting dalam kesetimbangan dan kimia analitik Konsep kesetimbangan kimia dikembangkan setelah Berthollet 1803 menemukan bahwa beberapa reaksi kimia bersifat reversibel Untuk setiap campuran reaksi yang ada pada kesetimbangan laju pada reaksi maju dan mundur adalah sama Dalam persamaan berikut ini panah menunjuk kedua arah menunjukkan kesetimbangan A dan B adalah spesi reaktan kimia S dan T adalah spesi produk dan a b s dan t adalah koefisien stoikiometri dari reaktan dan produk tersebut a A b B s S t TPosisi konsentrasi kesetimbangan dari suatu reaksi dikatakan berada jauh ke kanan jika pada kesetimbangan hampir semua reaktan dikonsumsi Sebaliknya posisi kesetimbangan dikatakan jauh ke kiri jika hampir tidak ada produk yang terbentuk dari reaktan Guldberg dan Waage 1865 membangun gagasan Berthollet mengusulkan hukum aksi massa laju reaksi maju k A a B b displaystyle mbox laju reaksi maju k mathrm A alpha mathrm B beta laju reaksi mundur k S s T t displaystyle mbox laju reaksi mundur k mathrm S sigma mathrm T tau dimana A B S dan T adalah massa aktif dan k serta k adalah konstanta laju Karena pada kesetimbangan laju maju dan mundur adalah sama k A a B b k S s T t displaystyle k left mathrm A right alpha left mathrm B right beta k left mathrm S right sigma left mathrm T right tau Dan rasio konstanta laju juga konstan sekarang dikenal sebagai konstanta kesetimbangan K c k k S s T t A a B b displaystyle K c frac k k frac mathrm S sigma mathrm T tau mathrm A alpha mathrm B beta Berdasarkan konvensi produk adalah pembilang Namun hukum aksi massa hanya berlaku untuk reaksi satu tahap gabungan yang dilanjutkan melalui satu keadaan transisi dan tidak berlaku secara umum karena persamaan laju tidak secara umum mengikuti reaksi stoikiometri seperti Guldberg dan Waage telah usulkan lihat misalnya substitusi nukleofilik oleh SN1 atau reaksi hidrogen dan bromin untuk membentuk hidrogen bromida Kesetaraan laju reaksi ke depan dan ke belakang bagaimanapun adalah syarat kondisi yang diperlukan untuk keseimbangan kimiawi meskipun tidak cukup untuk menjelaskan mengapa kesetimbangan terjadi Terlepas dari kegagalan derivasi ini konstanta kesetimbangan untuk sebuah reaksi memang konstan terlepas dari aktivitas berbagai spesies yang terlibat meskipun hal itu bergantung pada suhu seperti yang diamati oleh persamaan van t Hoff Menambahkan katalis akan mempengaruhi reaksi maju maupun reaksi sebaliknya dengan cara yang sama dan tidak akan berpengaruh pada konstanta kesetimbangan Katalis akan mempercepat kedua reaksi sehingga meningkatkan kecepatan di mana keseimbangan tercapai 3 4 Meskipun konsentrasi kesetimbangan makroskopis konstan pada waktunya reaksi terjadi pada tingkat molekul Misalnya dalam kasus asam asetat yang dilarutkan dalam air dan membentuk ion asetat dan hidronium CH3CO2H H2O CH3CO 2 H3O Sebuah proton dapat melompat dari satu molekul asam asetat ke molekul air dan kemudian ke anion asetat untuk membentuk molekul asam asetat lain dan membiarkan jumlah molekul asam asetat tidak berubah Ini adalah contoh kesetimbangan dinamis Kesetimbangan seperti sisa termodinamika adalah fenomena statistik rata rata perilaku mikroskopis Prinsip Le Chatelier 1884 memberi gambaran tentang perilaku suatu sistem kesetimbangan saat perubahan kondisi reaksinya terjadi Jika kesetimbangan dinamis terganggu dengan mengubah kondisinya posisi kesetimbangan bergerak untuk membalikkan sebagian perubahan Misalnya menambahkan lebih banyak S dari luar akan menyebabkan kelebihan produk dan sistem akan mencoba untuk melawannya dengan meningkatkan reaksi balik dan mendorong titik kesetimbangan ke belakang meskipun konstanta kesetimbangan akan tetap sama Jika asam mineral ditambahkan ke dalam campuran asam asetat meningkatkan konsentrasi ion hidronium jumlah disosiasi harus berkurang saat reaksi digerakkan ke kiri sesuai dengan prinsip ini Hal ini juga dapat disimpulkan dari ekspresi konstanta kesetimbangan untuk reaksi K CH 3 CO 2 H 3 O CH 3 CO 2 H displaystyle K frac ce CH3CO2 H3O ce CH3CO2H Jika H3O bertambah CH3CO2H harus bertambah dan CH3CO 2 harus berkurang H2O dilepaskan karena pelarut dan konsentrasinya tetap tinggi dan hampir konstan Versi kuantitatif diberikan oleh hasil bagi reaksi J W Gibbs menyarankan pada tahun 1873 bahwa kesetimbangan tercapai saat energi bebas Gibbs dari sistem bernilai minimum dengan anggapan reaksi dilakukan pada suhu dan tekanan konstan Apa artinya ini adalah turunan dari energi Gibbs berkenaan dengan koordinat reaksi ukuran reaksi yang telah terjadi mulai dari nol untuk semua reaktan sampai maksimum untuk semua produk lenyap menandakan titik stasioner Turunan ini disebut reaksi energi Gibbs atau perubahan energi dan sesuai dengan perbedaan antara potensial kimia dari reaktan dan produk pada komposisi campuran reaksi 1 Kriteria ini diperlukan dan cukup Jika campuran tidak berada pada kesetimbangan pembebasan kelebihan energi Gibbs atau energi bebas Helmholtz pada volume reaksi konstan adalah kekuatan penggerak untuk komposisi campuran agar berubah sampai tercapai kesetimbangan Konstanta kesetimbangan dapat dikaitkan dengan energi bebas Gibbs standar untuk reaksi dengan persamaan D r G R T ln K e q displaystyle Delta r G ominus RT ln K mathrm eq Dimana R adalah tetapan gas ideal dan T adalah suhu Bila reaktan dilarutkan dalam medium dengan kekuatan ion tinggi hasil koefisien aktivitas dapat dianggap konstan Dalam hal ini hasil bagi konsentrasi Kc K c S s T t A a B b displaystyle K mathrm c frac mathrm S sigma mathrm T tau mathrm A alpha mathrm B beta dimana A adalah konsentrasi A dan lain lain tidak bergantung pada konsentrasi analitis reaktan Untuk alasan ini konstanta kesetimbangan untuk larutan biasanya ditentukan di media dengan kekuatan ion tinggi Kc bervariasi dengan kekuatan ion suhu dan tekanan atau volume Juga Kp untuk gas bergantung pada tekanan parsial Termodinamika Sunting Variasi kurva G T P tergantung pada 3 Pada suhu dan tekanan konstan harus mempertimbangkan energi bebas Gibbs G sedangkan pada suhu dan volume konstan harus mempertimbangkan energi bebas Helmholtz A untuk reaksinya dan pada energi dalam dan volume konstan seseorang harus mempertimbangkan entropi untuk reaksi S Kasus volume konstan penting dalam geokimia dan kimia atmosfer di mana variasi tekanan signifikan Perhatikan bahwa jika reaktan dan produk berada dalam keadaan standar benar benar murni maka tidak akan ada reversibilitas dan tidak ada kesetimbangan Memang mereka tentu saja harus menempati kisi kisi ruang Pencampuran produk dan reaktan berkontribusi pada entropi besar dikenal sebagai entropi pencampuran pada keadaan yang mengandung campuran produk dan reaktan yang sama Perubahan energi Gibbs standar bersamaan dengan energi pencampuran Gibbs menentukan keadaan kesetimbangan 5 6 Pada artikel ini hanya kasus tekanan konstan yang dipertimbangkan Hubungan antara energi bebas Gibbs dan konstanta kesetimbangan dapat ditemukan dengan mempertimbangkan potensial kimia 1 Pada suhu dan tekanan konstan energi bebas Gibbs G karena reaksinya hanya bergantung pada tingkat reaksi 3 huruf Yunani xi dan hanya bisa berkurang sesuai dengan hukum kedua termodinamika Artinya turunan dari G dengan 3 harus negatif jika reaksi terjadi pada kesetimbangan turunannya sama dengan nol d G d 3 T p 0 displaystyle left frac dG d xi right T p 0 kesetimbanganUntuk memenuhi kondisi kesetimbangan termodinamika energi Gibbs harus stasioner yang berarti bahwa turunan dari G berkenaan dengan tingkat reaksi 3 harus nol Dapat ditunjukkan bahwa dalam kasus ini jumlah potensial kimia dari produk sama dengan jumlah yang sesuai dengan reaktan Oleh karena itu jumlah energi Gibbs dari reaktan harus sama dengan jumlah energi Gibbs dari produk a m A b m B s m S t m T displaystyle alpha mu mathrm A beta mu mathrm B sigma mu mathrm S tau mu mathrm T where m Dalam hal ini adalah energi Gibbs molar parsial sebuah potensial kimia Potensial kimia pereaksi A adalah fungsi aktivitas A dari pereaksi tersebut m A m A R T ln A displaystyle mu mathrm A mu A ominus RT ln mathrm A dimana mo A adalah potensial kimia standar Definisi persamaan energi bebas Gibbs berinteraksi dengan hubungan termodinamika fundamental untuk menghasilkan d G V d p S d T i 1 k m i d N i displaystyle dG Vdp SdT sum i 1 k mu i dN i Memasukkan dNi ni d3 kedalam persamaan di atas menghasilkan koefisien stoikiometri n i displaystyle nu i dan diferensial yang menunjukkan reaksi terjadi sekali d3 Pada tekanan dan suhu konstan persamaan di atas dapat ditulis sebagai d G d 3 T p i 1 k m i n i D r G T p displaystyle left frac dG d xi right T p sum i 1 k mu i nu i Delta mathrm r G T p yang merupakan perubahan energi bebas Gibbs bagi reaksi Hal ini menghasilkan D r G T p s m S t m T a m A b m B displaystyle Delta mathrm r G T p sigma mu mathrm S tau mu mathrm T alpha mu mathrm A beta mu mathrm B Dengan mensubstitusi potensial kimia D r G T p s m S t m T a m A b m B s R T ln S t R T ln T a R T ln A b R T ln B displaystyle Delta mathrm r G T p sigma mu mathrm S ominus tau mu mathrm T ominus alpha mu mathrm A ominus beta mu mathrm B ominus sigma RT ln mathrm S tau RT ln mathrm T alpha RT ln mathrm A beta RT ln mathrm B hubungannya menjadi D r G T p i 1 k m i n i R T ln S s T t A a B b displaystyle Delta mathrm r G T p sum i 1 k mu i ominus nu i RT ln frac mathrm S sigma mathrm T tau mathrm A alpha mathrm B beta i 1 k m i n i D r G displaystyle sum i 1 k mu i ominus nu i Delta mathrm r G ominus yaitu perubahan energi Gibbs standar bagi reaksi yang dapat dihitung menggunakan tabel termodinamika Hasil bagi reaksinya didefinisikan sebagai Q r S s T t A a B b displaystyle Q mathrm r frac mathrm S sigma mathrm T tau mathrm A alpha mathrm B beta Karenanya d G d 3 T p D r G T p D r G R T ln Q r displaystyle left frac dG d xi right T p Delta mathrm r G T p Delta mathrm r G ominus RT ln Q mathrm r Pada kesetimbangan d G d 3 T p D r G T p 0 displaystyle left frac dG d xi right T p Delta mathrm r G T p 0 mengarah pada 0 D r G R T ln K e q displaystyle 0 Delta mathrm r G ominus RT ln K mathrm eq dan D r G R T ln K e q displaystyle Delta mathrm r G ominus RT ln K mathrm eq menghasilkan nilai perubahan energi Gibbs standar memungkinkan perhitungan konstanta kesetimbangan Pengaruh suhu SuntingPengaruh perubahan suhu pada konstanta kesetimbangan diberikan oleh persamaan van t Hoff d ln K d T D H m R T 2 displaystyle frac d ln K dT frac Delta H mathrm m ominus RT 2 Karenanya untuk reaksi eksotermik DH adalah negatif K menurun dengan kenaikan suhu namun untuk reaksi endotermik DH positif K meningkat dengan kenaikan suhu Rumus alternatifnya adalah d ln K d T 1 D H m R displaystyle frac d ln K d T 1 frac Delta H mathrm m ominus R Pada pandangan pertama ini tampaknya menawarkan cara untuk mendapatkan entalpi molar standar reaksi dengan mempelajari variasi K dengan suhu Namun dalam praktiknya metode ini tidak dapat diandalkan karena propaganda kesalahan hampir selalu memberikan kesalahan yang sangat besar pada nilai yang dihitung dengan cara iniZat murni Sunting Kurva disosiasi asam lemahHA H2O A H3O Bila zat murni cairan atau padatan dilibatkan dalam kesetimbangan aktivitasnya tidak muncul dalam konstanta kesetimbangan 7 karena nilai numerik mereka dianggap satu Menerapkan rumus umum untuk konstanta kesetimbangan pada kasus spesifik larutan encer asam asetat dalam air diperoleh CH3CO2H H2O CH3CO2 H3O K c C H 3 C O 2 H 3 O C H 3 C O 2 H H 2 O displaystyle K mathrm c frac mathrm CH 3 CO 2 H 3 O mathrm CH 3 CO 2 H H 2 O Untuk semua larutan yang sangat terkonsentrasi air dapat dianggap sebagai cairan murni dan karena itu memiliki aktivitas satu Ekspresi konstanta kesetimbangan oleh karena itu biasanya ditulis sebagai K C H 3 C O 2 H 3 O C H 3 C O 2 H K c displaystyle K frac mathrm CH 3 CO 2 H 3 O mathrm CH 3 CO 2 H K mathrm c Kasus tertentu adalah swaionisasi air itu sendiri 2 H2O H3O OH Karena air adalah pelarut dan memiliki aktivitas satu konstanta swaionisasi air didefinisikan sebagai K w H O H displaystyle K mathrm w mathrm H OH Sangat sah untuk menulis H untuk konsentrasi ion hidronium karena keadaan solvasi proton konstan dalam larutan encer dan karenanya tidak mempengaruhi konsentrasi kesetimbangan Kw bervariasi dengan variasi kekuatan ion dan atau suhu Konsentrasi H dan OH bukanlah kuantitas independen Umumnya OH digantikan oleh Kw H 1 dalam persamaan konstanta kesetimbangan yang dinyatakan meliputi ion hidroksida Padatan juga tidak muncul dalam ekspresi konstanta kesetimbangan jika dianggap murni dan dengan demikian aktivitas mereka menjadi satu Contohnya adalah reaksi Boudouard 7 2 CO CO2 Cdimana persamaan tanpa karbon padat ditulis sebagai K c C O 2 C O 2 displaystyle K mathrm c frac mathrm CO 2 mathrm CO 2 Jenis kesetimbangan SuntingProses Haber Bosch N2 g N2 diserap N2 diserap 2 N diserap H2 g H2 diserap H2 diserap 2 H diserap N diserap 3 H diserap NH3 diserap NH3 diserap NH3 g Dalam fasa gas mesin roket 8 Sintesis industri seperti amonia dalam proses Haber Bosch digambarkan di sebelah kanan terjadi melalui serangkaian langkah kesetimbangan termasuk proses adsorpsi Kimia atmosfer Air laut dan air alami lainnya oseanografi kimia Distribusi antara dua fase Koefisien distribusi log D penting untuk obat obatan di mana lipofilisitas adalah sifat yang signifikan dari obat Ekstrasi cair cair pertukaran ion kromatografi Kelarutan produk Serapan dan pelepasan oksigen dengan hemoglobin dalam darah Kesetimbangan asam basa konstanta disosiasi asam hidrolisis larutan penyangga indikator homeostasis asam basa Kompleksitas pengikat logam agen pelacak terapi kelasi agen pengontras MRI kesetimbangan Schlenk Pembentukan aduk kimia pembawa tamu kimia supramolekuler pengenalan molekul dinitrogen tetroksida Dalam reaksi berosilasi tertentu pendekatan terhadap kesetimbangan tidak asimtotik tetapi dalam bentuk osilasi teredam 7 Persamaan Nernst yang terkait dalam elektrokimia memberi perbedaan potensial elektrode sebagai fungsi konsentrasi redoks Ketika molekul di setiap sisi kesetimbangan dapat bereaksi lebih lanjut secara ireversibel dalam reaksi sekunder rasio produk akhir ditentukan sesuai dengan prinsip Curtin Hammett Dalam aplikasi ini istilah seperti konstanta kestabilan konstanta pembentukan konstanta pengikatan konstanta afinitas konstanta asosiasi disosiasi digunakan Dalam biokimia adalah umum untuk memberi unit konstanta pengikatan yang berfungsi untuk menentukan unit konsentrasi yang digunakan bila nilai konstanta ditentukan Lihat pula Sunting Wikimedia Commons memiliki media mengenai Kesetimbangan kimia Portal kimia Asidosis Alkalosis Gas darah arteri Metode Benesi Hildebrand Konstanta kesetimbangan Persamaan Henderson Hasselbalch Kinetika Michaelis Menten pCO2 pH pKa Kesetimbangan redoks Keadaan tunak kimia Referensi Sunting a b c d Atkins Peter De Paula Julio 2006 Atkins Physical Chemistry edisi ke 8th W H Freeman hlm 200 202 ISBN 0 7167 8759 8 IUPAC Compendium of Chemical Terminology edisi ke 2 Buku Emas 1997 Versi koreksi daring 2006 chemical equilibrium Atkins Peter W Jones Loretta Chemical Principles The Quest for Insight edisi ke 2nd ISBN 0 7167 9903 0 Brady James E Chemistry Matter and Its Changes edisi ke 4th Fred Senese ISBN 0 471 21517 1 Schultz Mary Jane 1999 Why Equilibrium Understanding Entropy of Mixing Journal of Chemical Education 76 10 1391 Bibcode 1999JChEd 76 1391S doi 10 1021 ed076p1391 Clugston Michael J 1990 A mathematical verification of the second law of thermodynamics from the entropy of mixing Journal of Chemical Education 67 3 203 Bibcode 1990JChEd 67Q 203C doi 10 1021 ed067p203 a b c Concise Encyclopedia Chemistry 1994 ISBN 0 89925 457 8 Computer Program for Calculation of Complex Chemical Equilibrium Compositions and Applications PDF NASA Reference publication 1311 NASA 1994 Bacaan lebih lanjut SuntingVan Zeggeren F Storey S H 1970 The Computation of Chemical Equilibria Cambridge University Press Utamanya terkait dengan kesetimbangan fase gas Leggett D J ed 1985 Computational Methods for the Determination of Formation Constants Plenum Press Martell A E Motekaitis R J 1992 The Determination and Use of Stability Constants Wiley VCH Gans P 2004 Stability Constants Determination and Uses CD ROM Parameter format membutuhkan url bantuan Leeds Protonic Software Diperoleh dari https id wikipedia org w index php title Kesetimbangan kimia amp oldid 22839457