Kesetimbangan kimia

Sederhana · Fase A–C · SD kelas 1–6 (IPAS)

Ada perubahan yang bisa bolak-balik. Air dapat membeku menjadi es, lalu es dapat mencair lagi menjadi air. Air dalam botol tertutup sebagian menguap menjadi uap, lalu uapnya mengembun lagi menjadi tetes air di dinding botol.

Dalam botol tertutup yang dibiarkan lama, jumlah air yang menguap setiap detik akhirnya sama dengan jumlah uap yang mengembun. Dari luar, botolnya tampak tidak berubah, padahal di dalamnya partikel terus bergerak ke dua arah. Keadaan seimbang yang tetap sibuk seperti ini disebut kesetimbangan.

Standar · Fase D · SMP kelas 7–9 (IPA)

Banyak reaksi kimia dapat berlangsung dua arah (reaksi bolak-balik), ditulis dengan tanda ⇌. Contohnya amonium klorida yang terurai saat dipanaskan dan terbentuk kembali saat dingin.

Dalam wadah tertutup, reaksi maju mula-mula cepat karena pereaksi banyak. Seiring terbentuknya produk, reaksi balik makin cepat. Akhirnya laju maju sama dengan laju balik: tercapai kesetimbangan dinamis. Konsentrasi zat tidak berubah lagi, tetapi reaksi tetap berjalan ke dua arah.

Kesetimbangan dapat digeser. Menurut asas Le Chatelier, bila kesetimbangan diganggu, sistem bergeser untuk mengurangi gangguan itu: menambah pereaksi menggeser ke arah produk; memanaskan menggeser ke arah reaksi yang menyerap panas. Warna larutan besi(III) tiosianat berubah makin merah bila Fe³⁺ ditambah, sehingga pergeseran ini dapat dilihat langsung.

Lanjutan · Fase E–F · SMA kelas 10–12 (Kimia)

Untuk aA + bB ⇌ cC + dD, tetapan kesetimbangan: Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / [A]ᵃ[B]ᵇ. Padatan dan cairan murni tidak dimasukkan. Untuk gas dipakai Kp dengan tekanan parsial; Kp = Kc(RT)^Δn, dengan Δn perubahan mol gas.

• K ≫ 1: campuran setimbang didominasi produk; K ≪ 1: didominasi pereaksi.
• Hasil bagi reaksi Q dihitung dengan rumus yang sama pada saat sembarang: Q < K → bergeser ke kanan; Q > K → ke kiri; Q = K → setimbang.
• Perhitungan memakai tabel ICE (awal, perubahan, setimbang).

Asas Le Chatelier:

• Konsentrasi: tambah pereaksi atau ambil produk → bergeser ke kanan.
• Tekanan/volume (gas): tekanan naik → bergeser ke ruas dengan mol gas lebih sedikit.
• Suhu: satu-satunya faktor yang mengubah nilai K. Untuk reaksi eksoterm, suhu naik membuat K turun.
• Katalis: mempercepat tercapainya kesetimbangan tetapi tidak menggesernya.

Industri memanfaatkannya: proses Haber–Bosch memakai tekanan tinggi, suhu kompromi, dan mengambil amonia; proses kontak membuat SO₃ untuk asam sulfat.

Kesetimbangan lain: ionisasi asam lemah (Ka, lihat asam asetat) dan kelarutan garam sukar larut (Ksp). Endapan terbentuk bila hasil kali ion melebihi Ksp; ion senama menurunkan kelarutan.

Mendalam · Perguruan tinggi · Kimia dasar dan lanjut

Tetapan kesetimbangan termodinamika dinyatakan dengan aktivitas, K = Π aᵢ^νᵢ, sehingga tidak berdimensi; Kc dan Kp adalah pendekatannya untuk larutan encer dan gas ideal. Hubungannya dengan energi bebas: ΔG° = −RT ln K, dan ΔG = RT ln(Q/K) menunjukkan arah reaksi.

Ketergantungan suhu mengikuti persamaan van ’t Hoff: ln(K₂/K₁) = −(ΔH°/R)(1/T₂ − 1/T₁). Kurva ln K terhadap 1/T memberi ΔH° dari kemiringannya dan ΔS° dari titik potongnya.

Kesetimbangan berganda (kopel) diselesaikan dengan neraca massa dan muatan: kelarutan garam dari asam lemah (misalnya CaCO₃, fosfat) naik dalam asam karena anionnya terprotonasi; kelarutan AgCl naik dalam amonia karena terbentuk kompleks [Ag(NH₃)₂]⁺ (tetapan pembentukan kompleks). Diagram spesiasi (fraksi tiap spesies terhadap pH) memperlihatkan asam poliprotik dan logam terhidrolisis sekaligus.

Pada sistem biologis, pengikatan O₂ oleh hemoglobin bersifat kooperatif (kurva sigmoid, persamaan Hill), dan efek Bohr menggambarkan pergeseran kesetimbangan oleh pH dan CO₂. Kesetimbangan juga menjadi dasar pemisahan analitik: ekstraksi cair–cair dengan koefisien distribusi dan kromatografi.