BAB I PENDAHULUAN
A. Latar Belakang Pada dasarnya, istilah kesetimbangan berhubungan dengan apa yang kita sebut ”keseimbangan kimia” akan tetapi, keseimbangan ini merupakan keseimbangan Mekanik. Dalam keseimbangan mekanik, jika resultan gaya
( net force) pada suatu
benda sama dengan nol, sehingga sebuah benda dikatakan kesetimbangan mekanik jika benda tersebut tidak sedang mengalami perubahan dalam gerakannya (percepatannya sama dengan nol). Apakah kesetimbangan kimia itu? Simaklah penjelasan berikut ini!.
Ketika suatu reaksi kimia berlangsung dalam sebuah bejana yang mencegah masuk atau keluarnya zat-zat yang terlibat dalam reaksi tersebut. Maka besaran-besaran (kuantitas-kuantitas) dari komponen-komponen reaksi tersebut berubah ketika beberapa komponen tersebut digunakan dan komponen lainnya terbentuk. Akhirnya, ini akan berakhir, setelah komposisinya tetap selam sistem ter
sebut
tidak
terganggu,
sehingga sistem tersebut kemudian di katakan berada dalam keadan kesetimbangan atau lebih sederhana ”berada dalam kesetimbangan” dengan kata lain, sebuah reaksi kimia berada dalam kesetimbanagan ketika tidak ada kecenderungan kuantitas-kuantitas zatzat peraksi dan zat hasil reaksi untuk berubah.
Jadi latar belakang penyusunan makalah ini adalah untuk mengetahui apakah yang dimaksud dengan kesetimbangan kimia, apa saja karakteristik keadaan kesetimbangan, Tetapan kesetimbangan, perhitungan tetapan kesetimbangan, dan bagaimana penerapan kesetimbangan kimia dalam industri.
B. Tujuan 1. Sebagai syarat untuk memenuhi nilai tugas mandiri untuk anggota kelompok 1. 2. Untuk mengetahui apakah yang dimaksud dengan kesetimbangan kimia. 3. Untuk mengetahui karakteristik keadaan kesetimbangan. 1
4. Untuk mengetahui seperti apakah tetapan kesetimbangan kimia dan bagaimana caranya menghitung kesetimbangan kimia. 5. Untuk mengetahui penerapan kesetimbangan kimia dalam industri.
C. Rumusan Masalah 1. Apakah yang dimaksud dengan Kesetimbangan Kimia ? 2. Bagaimanakah contoh-contoh kesetimbangan kimia dalam kehidupan sehari-hari ? 3. Apa sajakah karakteristik keadaan kesetimbangan ? 4. Bagaimana tetapan kesetimbangan Kimia dan cara untuk menghitungnya ? 5. Bagaimanakah penerapan kesetimbangan kimia dalam industri ?
D. Manfaat 1. Dapat mengetahui apakah yang dimaksud dengan kesetimbangan kimia. 2. Dapat mengetahui faktor-faktor apa saja yang mempengaruhi kesetimbangan kimia. 3. Dapat mengetahui seperti apakah tetapan kesetimbangan kimia dan bagaimana caranya menghitung kesetimbangan kimia. 4. Dapat mengetahui penerapan kesetimbangan kimia dalam indus
2
BAB II PEMBAHASAN
A. PENGERTIAN KESETIMBANGAN KIMIA
Kita telah mempelajari bahwa suatu zat dapat bereaksi dengan zat lain yang kemudian menghasilkan zat baru. Reaksi tersebut umumnya disebut Reaksi kimia yang berlangsung sampai habis. Misalnya, pita magnesium akan bereaksi dengan oksigen membentuk magnesium oksida (MgO). Demikian pula sebutir pualam ( CaCO3) di masukan ke dalam laruta asam klorida (HCI) berlebihan, semua pualam akan habis bereaksi dengan asam klorida. Reaksinya sebagai berikut: 2 Mg(s) + O2(s) → 2Mg (s) CaCO3 + 2HCI(aq) → CaCI (aq) + H2O (l) + CO2 (g) Ada beberapa reaksi yang dapat berlangsung dua arah, contohnya pada reaksi pembuata gas Amonia 3H2 (g) + N2 (g)
⇋
2 NH3 (g)
Reaksi ini disebut juga reaksi reversibel atau reaksi kesetimbangan. Pada reaksi ini setiap NH3 terbentuk akan segera terurai lagi menjadi H2 dan N2. untuk membuat produk yang di hasilkan melalui reaksi kesetimbangan di perlukan bebera faktor untuk mengatur arah reaksi seperti: konsentrasi, suhu, tekanan, dan volume, reaksi kesetimbangan dapat terjadi pada reaksi homogen dan reaksi heterogen.
1. Reaksi kesetimbangan homogen Contoh : H2 (g) + I2 (g)
⇋
2HI(g)
3
K=
[ HI]2 [H2][I 2]
2. Reaksi heterogen Contoh : C(s) + O2 (g)
⇋
CO2 (g)
K= [ CO2] [O2 ] B. REAKSI DAPAT BALIK
Reaksi dapat berlangsung bolak balik, zat semula (reaktan) direaksikan akan habis dan terbentuk zat baru (produk). Zat baru yang terbentuk dapat dapat direaksikan dengan zat lain menghasilkan zat semula. Reaksi ini disebut reaksi bolak-balik. Hal ini juga bisa digambarkan dengan hal sebagai berikut, yaitu apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Secara umum reaksii kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai : A+B→C+D Mula-mula zat A dan zat B sebagai reaktan (tidak harus dalam jumlah yang sama) dicampur dalam suatu tabung reaksi. Konsentrasi A dan B kemudian diukur pada selang waktu tertentu. Bila hasil pengukuran itu digambarkan dalam sebuah grafik konsentrasi sebagai fungsi dari waktu maka akan tampak gambar sebagai berikut:
4
Perubahan konsentrasi terhadap waktu Penurunan konsentrasi A dan B mula-mula terjadi dengan cepat, makin lama semakin lambat sampai pada akhirnya konstan. Sebaliknya yang terjadi pada produk zat C dan D. Pada awal reaksi konsentrasinya = 0, kemudian bertambah dengan cepat tapi makin lama semakin lambat sampai akhirnya menjadi konstan. Pada waktu t = t~ konsentrasi masingmasing zat A, B, C, dan D menjadi konstan, yang berarti bahwa laju reaksi kekiri = laju reaksi kekanan. Karakteristik keadaan kesetimbangan Ada empat aspek dasar keadaan kesetimbangan, yaitu : 1. Keadaan kesetimbangan tidak menunjukkan perubahan makroskopik yang nyata 2. Keadaan kesetimbangan dicapai melalui proses yang berlangsung spontan 3. Keadaan kesetimbangan menunjukkan keseimbangan dinamik antara proses maju atau balik 4. Keadaan kesetimbangan adalah sama walaupun arah pendekatannya berbeda
5
C. KEADAAN KESETIMBANGAN
Keadaan Kesetimbangan Reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah disebut reaksi dapat balik. Apabila dalam suatu reaksi kimia, kecepatan reaksi ke kanan sama dengan kecepatan reaksi ke kiri maka, reaksi dikatakan dalam keadaan setimbang. Secara umum reaksi kesetimbangan dapat dinyatakan sebagai:
ADA DUA MACAM SISTEM KESETIMBANGAN, YAITU : 1. Kesetimbangan dalam sistem homogen a. Kesetimbangan dalam sistem gas-gas Contoh: b. Kesetimbangan dalam sistem larutan-larutan - (aq)
2. Kesetimbangan dalam sistem heterogen a. Kesetimbangan dalam sistem padat gas
b. Kesetimbangan sistem padat larutan - (aq) c. Kesetimbangan dalam sistem larutan padat gas
D. PERGESERAN KESETIMBANGAN Azas Le Chatelier menyatakan: Bila pada sistem kesetimbangan diadakan aksi,
maka sistem akan mengadakan reaksi sedemikian rupa sehingga pengaruh aksi itu menjadi sekecil-kecilnya. Perubahan dari keadaan kesetimbangan semula ke keadaan kesetimbangan yang baru akibat adanya aksi atau pengaruh dari luar itu dikenal dengan pergeseran kesetimbangan. 6
Bagi reaksi: A + B
→
C + D
KEMUNGKINAN TERJADINYA PERGESERAN 1.
Dari kiri ke kanan, berarti A bereaksi dengan B memhentuk C dan D, sehingga jumlah mol A dan Bherkurang, sedangkan C dan D bertambah.
2.
Dari kanan ke kiri, berarti C dan D bereaksi membentuk A dan B. sehingga jumlah mol C dan Dherkurang, sedangkan A dan B bertambah.
FAKTOR-FAKTOR YANG DAPAT MENGGESER LETAK KESETIMBANGAN ADALAH : a. Perubahan konsentrasi salah satu zat Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut. Contoh:2SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)
- Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO 2, maka kesetimbangan akan
bergeser
ke
kanan.
- Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O 2, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri. b. Perubahan volume atau tekanan
7
Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa pergeseran kesetimbangan. Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil. Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien reaksi besar. Pada sistem kesetimbangan dimana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri = umlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan tekanan/volume tidak menggeser letak kesetimbangan.
Contoh: N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
Koefisien reaksi di kanan = 2 Koefisien reaksi di kiri = 4 -
Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (= volume diperkecil),
maka
kesetimbangan
akan
bergeser ke kanan. -
Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (= volume diperbesar),
maka
kesetimbangan
akan
bergeser ke kiri.
8
c. Perubahan suhu Menurut Van't Hoff:
- Bila
pada
sistem
kesetimbangan
subu
dinaikkan,
maka
kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).
- Bila
pada sistem
kesetimbangan
suhu
diturunkan,
maka
kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm). Contoh:
2NO(g) + O2
2NO2
-216 kJ
- Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri. - Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan
Faktor-faktor yang dapat menggeser letak kesetimbangan diantaranya adalah: 1. Perubahan konsentrasi salah satu zat
9
Pengaruh Konsentrasi dalam Pergeseran Kimia Apabila dalam sistem kesetimbangan homogen, konsentrasi salah satu zat diperbesar, maka kesetimbangan akan bergeser ke arah yang berlawanan dari zat tersebut. Sebaliknya, jika konsentrasi salah satu zat diperkecil, maka kesetimbangan akan bergeser ke pihak zat tersebut. Contoh : 2SO 2(g) + O2(g) ↔ 2SO3(g)
Bila pada sistem kesetimbangan ini ditambahkan gas SO 2, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
Bila pada sistem kesetimbangan ini dikurangi gas O 2, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
2. Perubahan volume atau tekanan
Pengaruh Volume / Tekanan dalam Pegeseran kesetimbangan Jika dalam suatu sistem kesetimbangan dilakukan aksi yang menyebabkan perubahan volume (bersamaan dengan perubahan tekanan), maka dalam sistem akan mengadakan berupa pergeseran kesetimbangan.
Jika tekanan diperbesar = volume diperkecil, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien Reaksi Kecil.
Jika tekanan diperkecil = volume diperbesar, kesetimbangan akan bergeser ke arah jumlah Koefisien reaksi besar. 10
Pada sistem kesetimbangan dimana jumlah koefisien reaksi sebelah kiri = jumlah koefisien sebelah kanan, maka perubahan tekanan/volume tidak menggeser letak kesetimbangan.
Contoh : N 2(g)+3H2(g) ↔ 2NH3(g) Koefisien reaksi di kanan = 2 Koefisien reaksi di kiri = 4
Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperbesar (=volume diperkecil), maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
Bila pada sistem kesetimbangan tekanan diperkecil (=volume diperbesar), maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
3. Perubahan suhu
Pengaruh suhu dalam pergeseran kimia Menurut Van’t Hoff:
Bila pada sistem kesetimbangan subu dinaikkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membutuhkan kalor (ke arah reaksi endoterm).
Bila pada sistem kesetimbangan suhu diturunkan, maka kesetimbangan reaksi akan bergeser ke arah yang membebaskan kalor (ke arah reaksi eksoterm).
11
Contoh: 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) ; ¨H = -216 kJ
Jika suhu dinaikkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kiri.
Jika suhu diturunkan, maka kesetimbangan akan bergeser ke kanan.
Pengaruh Katalisator Terhadap Kesetimbangan
4. Pengaruh katalisator Fungsi katalisator dalam reaksi kesetimbangan adalah mempercepat tercapainya kesetimbangan dan tidak merubah letak kesetimbangan (harga tetapan kesetimbangan Kc tetap), hal ini disebabkan katalisator mempercepat reaksi ke kanan dan ke kiri sama besar
E. TETAPAN KESETIMBANGAN BERDASARKAN KONSENTRASI
Pada tahun 1886, dua orang para ahli kimia Nrwegia, yaitu Cato maxmilian guldberg (1836-1902) dan Peter waage (1833-1900) mengajukan postulat berdasarkan sejumlah pengamatan yang mereka lakukan terhadap reaksi kesetimbangan. Ponstulat ini menyatakan bahwa ’jika hasil reaksi konsentrasi zat hasil reaksi yang di pangkatkan koefisiennya di bandigkan dengan hasil kali konsentrasi zat pereaksi yang di pangkatkan koefisiennya, maka akan di peroleh perbandingan yang tetap”. dinyatakan dengan aA + bB
⇋
cC
+ dD,
Untuk reaksi yang
dengan A, B adalah pereaksi C, D 12
adalah reaksi ; dan a, b, c, d adalah koefisien reaksi, maka secara sistematis ponstulat Guldberg dan Waage tersebut dapat dinyatakan dengan persamaan sebagai berikut:
c
d
a
[B]
[C] [D] C= [A]
b
Dengan : C = konstanta
Dalam kasus umum yang didalamnya konsentrasi dapat mempunyai nilai yamg berubak ubah (termasuk nol), pernyataan diatas di sebut hasil bagi (quotient) kesetimbangan dan nilainya di nyatakan dengan Q atau Qc. Jika istilah tersebut berhubungan dengan konsentrasi keseimbangan, maka pernyataan ini di sewbut tetapan kesetimbangan dan nilainya dinyatakan dengan K atau Kc.
Nilai konstan dari perbandingan hasil kali konsentrasi hasil reaksi yang di pangkatkan koefisiennya dengan hasil kali konsentrasi pereaksi yang dipangkatkan koefisiennya tersebut selalu tetap selama suhu sistem tidak berubah. Oleh karena itu, harga perbandingan tersebut di namakan tetapan keseimbangan yang dinyatakan sebagai berikut:
c
d
[C] [D] Kc= a
b
[A] [B]
Nilai Q dalam hubungan dengan Kc dapat digunakan untuk menunjukan arah suatu reaksi berlangsung. Tiga buah kemungkinan dari arah reaksi tersebut adalah sebagai berikut.
13
1.
Q >1 Kc
Hal ini berarti konsentrai hasil reaksi terlalu tinggi untuk kesetimbangan, sehingga reaksinya berlangsung ke kiri.
2.
Q =1 K
Hal ini berarti sistem berada dalam kesetimbangan, tidak ada perubahan.
3.
Q <1 K
Hal ini berarti konsentrasi hasil reaksi terlalu rendah untuk kesetimbangan, sehingga reaksinya berlangsung ke kanan. a.
Makna Tetapan Kesetimbangan
Berdasarkan harga tetapan kesetimbangan, suatu reaksi dapat diketahui secara kualitatif bagaimana reaksi tersebut berlangsung
1.
Jika KC < 1, maka pada reaksi kesetimbangan tersebut di hasilkan zat hasil
reaksi yang cukup banyak, bahkan melebihi jumlah pereaksi,dan suatu reaksi di katakan sempurna apabila reaksi tersebut memiliki K c yang sangat besar.
2.
Jika Kc< 1, maka pada reaksi kesetimbangan tersebut di peroleh zat hasil
reaksi yang sedikit, bahkan lebih sedikit di bandingkan dengan jumlah pereaksi,dan apabila harga K c suatu reaksi sangat kecil, bisa saja tidak terjadi reaksi. 14
Harga Kc hanya di pengaruhi oleh suhu, jika suhu tidak berubah, maka harga K c selalu teatp. Pada reaksi endoterem, harga K c berbanding lurus dengan suhu, sedangkan pad reaksi eksoterm, harga K c berbanding terbalik dengan suhu.
F. PERHITUNGAN TETAPAN KESETIMBANGAN
Jika konsentrasi masing-masing zat sudah diketahui, maka perhitungan harga Kc dapat dilakukan secara langsung dengan memasukan nilai konsentrasi zat pada persamaan sebagai berikut : c
d
[ C] [ D] KC = a
b
[ A] [ B]
Contoh soal !
1.
Pada reaksi penguraian gas N 2O4 menjadi gas NO2 terjadi keadaan setimbang yang
dinyatakan dengan persamaan reaksi sebagai berikut : N2O4 (g)⇋ 2NO4(g)
Jika konsentrasi N 2O4 dan NO2 berturut-turut 1,71 M dan 0,58 M, hitunglah harga Kc pada keadaan tersebut !
Penyelesaian : N2O4 (g)⇋ 2NO4
[ NO2]
2
KC=
[ 0,58]
=0,2
=
[N2O4]
2
[1,71] 15
Jadi nilai Kc untuk eraksi tersebut adalah 0,2
Jika konsentrasi masing-masing zat belum diketahui seluruhnya, maka informasi yangada di gambar digunakan untuk menentukan konsentrasi masing-masing zat dan hasil nya digunakan untuk menentukan harga Kc.
2.
o
Jika 0,8 mol HI dimasukkan kedalam wadah 1 liter pada suhu 458 C, campurkan
dalam kesetimbangan di temukan mengandung 0,088 mol gas I 2. hitung harga Kc untuk reaksi kesetimbangan :
Untuk menentukan konsentrasi masing-masing zat,ikuti langkah-langkah berikut!
Kesetimbangan
=
2HI
Awal
=
0,8
0
0
Terurai
=
2x
x
x
Kesetimbangan
=
0,8-2x
x
0,088
(g)⇋
H2 (g) + I2 (g)
Pada kesetimbangan [I2] = [H2] = 0,088 M [HI] = 0,8-2x = 0,8-2(0,088) =0,623 M Karena volume wadahnya 1 liter, maka jumlah mol menyatakan hargakonsentrasi,tetapi jika volum wadah tersebut ≠ 1 liter, maka konsenttrasi
16
Mol sama dengan volume
sehingga :
[H2] [I2]
(0,08) (0,08)
Kc= [HI]
=
2
=0,02
(0,623) 0
Jadi harga, harga K c untuk penguraian HI pada suhu 458 adalah 0,02
Jika konsentrasi masing-masing zat belum diketahui seluruhnya, tetapi diketahui harga derajat dissosiasi (penguraian) zat, maka harga konsentrasi masing-masing zat ditentukan
berdasarkan harga derajat dissosiasi tersebut (α).
Mol yang terurai α= Mol mula-mula Atau
Mol terurai= α x mol mula-mula Dengan α = derajat ionisasi
3.
sebanyak 0,4 mol HI di masukan ke dalam bejana 1 liter, sehingga
terjadikesetimbangan menurut persamaan berikut: 2HI ⇋
H2 + I2 17
Jika derajat dissosiasi HI diketahui sama dengan 0,25 hitung harga Kc
Penyelesaian
0,4 mol [HI] mula-mula =
=0,4 M 1 liter
[HI]Terurai
= 0,25 x [HI] mula-mula = 0,25 x 0,4 M
= 0,1 M Reaksi kesetimbangan = 2HI Mula-mula
(g)⇋
= 0,4 M
Terurai
= 0,1 M
Kesetimbangan
= 0,3 M
[H2] [I2] Kc=
0,05 M + 0,05 M
(0,05) (0,05) =
[HI]
H2 (g) + I2 (g)
2
=0,028 2
(0,3)
Jadi, harga Kc adalah 0,028.
G. DERAJAT DISOSIASI
Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana. Derajat disosiasi adalah perbandingan antara jumlah mol yang terurai dengan jumlah mol mula-mula. Contoh: 2NH3(g) ↔ N2(g) + 3H2(g) 18
besarnya nilai derajat disosiasi ( α): α= mol NH3 yang terurai / mol NH3 mula-mula
Harga derajat disosiasi terletak antara 0 dan 1, jika: a = 0 berarti tidak terjadi penguraian a = 1 berarti terjadi penguraian sempurna 0 <α< 1 berarti disosiasi pada reaksi setimbang (disosiasi sebagian). Contoh: Dalam reaksi disosiasi N2O4 berdasarkan persamaan :
N2O4(g)↔ 2NO2(g)
banyaknya mol N2O4 dan NO2 pada keadaan setimbang adalah sama. Pada keadaan ini berapakah harga derajat disosiasinya ? Jawab: Misalkan mol N2O4 mula-mula = a mol mol N2O4 yang terurai = a α mol →mol N2O4 sisa = a (1 -α) mol mol NO2 yang terbentuk = 2 x mol N2O4 yang terurai = 2 a α mol Pada keadaan setimbang: smol N2O4 sisa = mol NO2 yang terbentuk a(1 -α) = 2a α→ 1 - α = 2 α→α = 1/3 H. KESETIMBANGAN KIMIA BERDASARKAN TEKANAN PARSIAL
Tekanan parsial (bhs. Inggris: partial pressure) adalah tekanan yang diberikan oleh komponen-komponen gas dalam campuran gas. Menurut hukum Dalton, tekanan total merupakan jumlah dari seluruh tekanan parsial gas dalam campuran atau P = p1 + p2 + ... + pn
Tekanan uap murni adalah tekanan uap dari zat cair (bisa juga zat padat) yang muRrni. Tekanan ini terdapat beberapa mikron di atas permukaan zat cair tersebut. Adanya zat terlarut akan menurunkan tekanan uap karena timbulnya interaksi antarmolekul zat cair.
19
Tekanan uap dan tekanan uap murni merupakan fungsi dari temperatur.Gas merupakan satu dari tiga wujud zat dan walaupun wujud ini merupakan bagian tak terpisahkan dari studi kimia, bab ini terutama hanya akan membahasa hubungan antara volume, temperatur dan tekanan baik dalam gas ideal maupun dalam gas nyata, dan teori kinetik molekular gas, dan tidak secara langsung kimia. Bahasan utamanya terutama tentang perubahan fisika, dan reaksi kimianya tidak didisuksikan. Namun, sifat fisik gas bergantung pada struktur molekul gasnya dan sifat kimia gas juga bergantung pada strukturnya. Perilaku gas yang ada sebagai molekul tunggal adalah contoh yang baik kebergantungan sifat makroskopik pada struktur mikroskopik. a. Sifat gas
Sifat-sifat gas dapat dirangkumkan sebagai berikut. 1. Gas bersifat transparan. 2. Gas terdistribusi merata dalam ruang apapun bentuk ruangnya. 3. Gas dalam ruang akan memberikan tekanan ke dinding. 4. Volume sejumlah gas sama dengan volume wadahnya. Bila gas tidak diwadahi, volume gas akan menjadi tak hingga besarnya, dan tekanannya akan menjadi tak hingga kecilnya. 5. Gas berdifusi ke segala arah tidak peduli ada atau tidak tekanan luar. 6. Bila dua atau lebih gas bercampur, gas-gas itu akan terdistribusi merata. 7. Gas dapat ditekan dengan tekanan luar. Bila tekanan luar dikurangi, gas akan mengembang. 8. Bila dipanaskan gas akan mengembang, bila didinginkan akan mengkerut. Dari berbagai sifat di atas, yang paling penting adalah tekanan gas. Misalkan suatu cairan memenuhi wadah. Bila cairan didinginkan dan volumenya berkurang, cairan itu tidak akan memenuhi wadah lagi. Namun, gas selalu akan memenuhi ruang tidak peduli berapapun suhunya. Yang akan berubah adalah tekanannya. Alat yang digunakan untuk mengukur tekanan gas adalah manometer. Prototipe alat pengukur tekanan atmosfer, barometer, diciptakan oleh Torricelli.
20
Tekanan didefinisikan gaya per satuan luas, jadi tekanan = gaya/luas.Dalam SI, satuan gaya adalah Newton (N), satuan luas m2, dan satuan tekanan adalah Pascal (Pa). 1 atm kira-kira sama dengan tekanan 1013 hPa. 1 atm = 1,01325 x 105 Pa = 1013,25 hPa Namun, dalam satuan non-SI unit, Torr, kira-kira 1/760 dari 1 atm, sering digunakan untuk mengukur perubahan tekanan dalam reaksi kimia.
b. Volume dan tekanan
Fakta bahwa volume gas berubah bila tekanannya berubah telah diamati sejak abad 17 oleh Torricelli dan filsuf /saintis Perancis Blase Pascal (1623-1662). Boyle mengamati bahwa dengan mengenakan tekanan dengan sejumlah volume tertentu merkuri, volume gas, yang terjebak dalam tabung delas yang tertutup di salah satu ujungnya, akan berkurang. Dalam percobaan ini, volume gas diukur pada tekanan lebih besar dari 1 atm. Boyle membuat pompa vakum menggunakan teknik tercangih yang ada waktu itu, dan ia mengamati bahwa gas pada tekanan di bawah 1 atm akan mengembang. Setelah ia melakukan banyak percobaan, Boyle mengusulkan persamaan (6.1) untuk menggambarkan hubungan antara volume V dan tekanan P gas. Hubungan ini disebut dengan hukum Boyle. PV = k (suatu tetapan) (6.1) Penampilan grafis dari percobaan Boyle dapat dilakukan dengan dua cara. Bila P diplot sebagai ordinat dan V sebagai absis, didapatkan hiperbola (Gambar 6.1(a)). Kedua bila V diplot terhadap 1/P, akan didapatkan garis lurus (Gambar 6.1(b)).
(a) Plot hasil percobaan; tekanan vs. volume (b) Plot hasil percobaan; volume vs 1/tekanan. Catat bahwa kemiringan k tetap. 21
c. Volume dan temperatur
Setelah lebih dari satu abad penemuan Boyle ilmuwan mulai tertarik pada hubungan antara volume dan temperatur gas. Mungkin karena balon termal menjadi topik pembicaraan di kotakota waktu itu. Kimiawan Perancis Jacques Alexandre César Charles (1746-1823), seorang navigator balon yang terkenal pada waktu itu, mengenali bahwa, pada tekanan tetap, volume gas akan meningkat bila temperaturnya dinaikkan. Hubungan ini disebut dengan hukum Charles, walaupun datanya sebenarnya tidak kuantitatif. Gay-Lussac lah yang kemudian memplotkan volume gas terhadap temperatur dan mendapatkan garis lurus (Gambar 6.2). Karena alasan ini hukum Charles sering dinamakan hukum Gay-Lussac. Baik hukum Charles dan hukum Gay-Lussac kira-kira diikuti oleh semua gas selama tidak terjadi pengembunan.
Pembahasan menarik dapat dilakukan dengan hukum Charles. Dengan mengekstrapolasikan plot volume gas terhadap temperatur, volumes menjadi nol pada temperatur tertentu. Menarik bahwa temperatur saat volumenya menjadi nol sekiatar 273°C (nilai tepatnya adalah -273.2 °C) untuk semua gas. Ini mengindikasikan bahwa pada tekanan tetap, dua garis lurus yang didapatkan dari pengeplotan volume V1 dan V2 dua gas 1 dan 2 terhadap temperatur akan berpotongan di V = 0. Fisikawan Inggris Lord Kelvin (William Thomson (1824-1907)) megusulkan pada temperatur ini temperatur molekul gas menjadi setara dengan molekul tanpa gerakan dan dengan demikian volumenya menjadi dapat diabaikan dibandingkan dengan volumenya pada temperatur kamar, dan ia mengusulkan skala temperatur baru, skala temperatur Kelvin, yang didefinisikan dengan persamaan berikut. 273,2 + °C = K (6.2) 22
Kini temperatur Kelvin K disebut dengan temperatur absolut, dan 0 K disebut dengan titik nol absolut. Dengan menggunakan skala temperatur absolut, hukum Charles dapat diungkapkan dengan persamaan sederhana V = bT (K) (6.3) dengan b adalah konstanta yang tidak bergantung jenis gas. Menurut Kelvin, temperatur adalah ukuran gerakan molekular. Dari sudut pandang ini, nol absolut khususnya menarik karena pada temperatur ini, gerakan molekular gas akan berhenti. Nol absolut tidak pernah dicapai dengan percobaan. Temperatur terendah yang pernah dicapai adalah sekitar 0,000001 K. Avogadro menyatakan bahwa gas-gas bervolume sama, pada temperatur dan tekanan yang sama, akan mengandung jumlah molekul yang sama (hukum Avogadro; Bab 1.2(b)). Hal ini sama dengan menyatakan bahwa volume real gas apapun sangat kecil dibandingkan dengan volume yang ditempatinya. Bila anggapan ini benar, volume gas sebanding dengan jumlah molekul gas dalam ruang tersebut. Jadi, massa relatif, yakni massa molekul atau massa atom gas, dengan mudah didapat. d. Persamaan gas ideal
Esensi ketiga hukum gas di atas dirangkumkan di bawah ini. Menurut tiga hukum ini, hubungan antara temperatur T, tekanan P dan volume V sejumlah n mol gas dengan terlihat. Tiga hukum Gas Hukum Boyle: V = a/P (pada T, n tetap) Hukum Charles: V = b.T (pada P, n tetap) Hukum Avogadro: V = c.n (pada T, P tetap) Jadi, V sebanding dengan T dan n, dan berbanding terbalik pada P. Hubungan ini dapat digabungkan menjadi satu persamaan: V = RTn/P (6.4) atau PV = nRT (6.5) R adalah tetapan baru. Persamaan di atas disebut dengan persamaan keadaan gas ideal 23
atau lebih sederhana persamaan gas ideal. Nilai R bila n = 1 disebut dengan konstanta gas, yang merupakan satu dari konstanta fundamental fisika. Nilai R beragam bergantung pada satuan yang digunakan. Dalam sistem metrik, R = 8,2056 x10 – 2 dm3 atm mol-1 K-1. Kini, nilai R = 8,3145 J mol-1 K-1 lebih sering digunakan. e. Hukum tekanan parsial
Dalam banyak kasus Anda tidak akan berhadapan dengan gas murni tetapi dengan campuran gas yang mengandung dua atau lebih gas. Dalton tertarik dengan masalah kelembaban dan dengan demikian tertarik pada udara basah, yakni campuran udara dengan uap air. Ia menurunkan hubungan berikut dengan menganggap masing-masing gas dalam campuran berperilaku independen satu sama lain. Anggap satu campuran dua jenis gas A (nA mol) dan B (nB mol) memiliki volume V pada temperatur T. Persamaan berikut dapat diberikan untuk masing-masing gas. pA = nART/V (6.8) pB = nBRT/V (6.9) pA dan pB disebut dengan tekanan parsial gas A dan gas B. Tekanan parsial adalah tekanan yang akan diberikan oleh gas tertentu dalam campuran seandainya gas tersebut sepenuhnya mengisi wadah. Dalton meyatakan hukum tekanan parsial yang menyatakan tekanan total P gas sama dengan jumlah tekanan parsial kedua gas. Jadi, P = pA + pB = (nA + nB)RT/V (6.10) Hukum ini mengindikasikan bahwa dalam campuran gas masing-masing komponen memberikan tekanan yang independen satu sama lain. Walaupun ada beberapa gas dalam wadah yang sama, tekanan yang diberikan masing-masing tidak dipengaruhi oleh kehadiran gas lain. Bila fraksi molar gas A, xA, dalam campuran xA = nA/(nA + nB), maka pA dapat juga dinyatakan dengan xA. pA = [nA/(nA + nB)]P (6.11) Dengan kata lain, tekanan parsial setiap komponen gas adalah hasil kali fraksi mol, xA, dan tekanan total P. 24
Tekanan uap jenuh (atau dengan singkat disebut tekanan jenuh) air disefinisikan sebagai tekanan parsial maksimum yang dapat diberikan oleh uap air pada temperatur tertentu dalam campuran air dan uap air. Bila terdapat lebih banyak uap air, semua air tidak dapat bertahan di uap dan sebagian akan mengembun.
I. SISTEM KESETIMBANGAN DALAM INDUSTRI
Agar suatu zat dihasilkan sebanyak mungkin suatu reaksi kimia harus diusahakan supaya berlangsung ke arah hasil reaksi (ke arah kanan) jika reaksinya merupakan reaksi kesetimbangan, maka faktor-faktor konsentrasi, suhu, tekanan gas, serta katalis harus diperhitungkan agar reaksi itu berlangsung cepat dan ekonomis. Dalam pasal ini, kita mencoba meninjau dua proses yang sangat penting, dibidang kimia industri, yaitu pembuatan amoniak proses Haber Bosch serta pembuatan asam sulfat menurut proses kontak. Proses Haber-Bosch
Frite Haber (186-1984) dari Jerman adalah orang yang mula-mula berhasil, mensintesa amoniak dari gas-gas nitrogen dan hidrogen, sehingga ia mendapat hadiah nobel tahun 1918. Proses pembuatan amoniak ini lalu disempurnakan oleh rekan senegaranya, Karl Bosch (1874-1940) yang juga meraih hadiah Nobel tahun 1931. Itulah sebabnya proses pembuatan amoniak dikenal sebagai proses Haber-Bosch. Reaksi yang berlangsung adalah: N2(g) + 3H2(g) <==> 2NH3(g) + 22 k kal Pada suhu biasa, reaksi ini berjalan lambat sekali. Jika suhu dinaikkan reaksi akan berlangsung jauh lebih cepat. Akan tetapi, penaikan suhu menyebabkan reaksi bergeser ke kiri (mengapa?), sehingga mengurangi hasil NH3.Dengan memperhitungkan, faktorfaktor waktu dan hasil, maka suhu yang digunakan adalah 500oC. Untuk mempercepat tercapainya keseimbangan, dipakai katalis oksida-oksida besi.Agar reaksi bergeser ke kanan, tekanan yang digunakan haruslah tinggi. Tekanan 200 atm akan memberikan hasil NH3 15% tekanan 350 atm menghasilkan NH3 30% dan tekanan 1000atm akan menghasilkan NH3 40%.
25
Selama proses berlangsung, gas-gas nitrogen dan hidrogen terus-menerus ditambahkan ke dalam campuran apapun, sedangkan NH3 yang terbentuk harus segera dipisahkan dari campuran dengan cara menggemburkannya, sebab titik didih NH3 jauh lebih tinggi dari titik didih N2 dan H2O. Proses Haber Bosch merupakan proses yang cukup penting dalam dunia industri, sebab amoniak merupakan bahan utama dalam pembuatan berbagai barang, misalnya pupuk urea, asam nitrat dan senyawa-senyawa nitrogen lainnya. Amoniak juga sering dipakai sebagai pelarut, karena kepolaran amonia cair hampir menyamai kepolaran air.
PROSES KONTAK Proses kontak merupakan proses pembuatan asam sulfat secara besar-besaran. Dalam industri modern, banyak sekali digunakan asam sulfat antara lain sebagai: pada pembuatan pupuk amonium sulfat dan pada proses pemurnian minyak tanah, pada industri baja untuk menghilangkan karat besi sebelum bajanya dilapisi timah atau seng, pada pembuatan zat warna, obat-obatan, pada proses pemurnian logam dengan caraelektrolisa, pada industri tekstil, cat, plastik, akumulator, bahan peledak, dll. Pendeknya, banyaknya pemakaian asam sulfat disuatunegara telah dipakai sebagai ukuran kemakmuran negara tersebut. Pada pembuatan asam sulfat menurut proses kontak bahan yang dipakai adalah belerang murni yang dibakar di udara. S(s) + O2(g) --> SO2(g) SO2 yang terbentuk di oksidasi di udara dengan memakai katalisator. Reaksinya terbentuk kesetimbangan : 2SO2(g) + O2(g) <==> 2SO3(g) + 45 k kal. Dahulu dipakai serbuk platina sebagai kontak.Tetapi sekarang dipakai katalis V2O5 (Vanadium penta oksida) yang lebih murah. Menurut kesetimbangan di atas, makin rendah suhunya makin banyak SO3 yang dihasilkan. Akan tetapi, sama seperti pembuatan amoniak pada suhu rendah reaksi berjalan lambat. Dengan memperhitungkan faktor-faktor waktu dan hasil dipilih suhu 400oC, dan hasilnya yang diperoleh pada suhu ini kira-kira 98%.Itulah sebabnya reaksi ini tidak perlu dilaksanakan pada tekanan tinggi. Oleh karen gas SO2 agak sukar larut dalam air, maka SO3 dilarutkan dalam H2SO4 pekat. Jadi pada pembuatan H2SO4, bahan yang ikut digunakan juga H2SO4 SO3 + 26
H2SO4 --> H2S2O7 asam pirosulfat Asam pirosulfat kemudian disirami air : H2S2O7 + H2O --> 2H2SO4
KECEPATAN REAKSI(LAJU REAKSI)
Pada umunya reaksi-reaksi berlangsung dengan kecepatan yang berbeda-beda.Ada reaksi yang berlangsung sangat cepat, ada pula reaksi yang berlangsung sangat lambat.Untuk menyatakan lambat cepatnya suatu reaksi dikemukakan konsep-konsep kecepatan reaksi atau laju reaksi.Kecepatan reaksi/laju reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi/hasil reaksi persatuan waktu. Contoh: A --> B Pada awal reaksi zat B belum ada dalam campuran setelah reaksi berjalan.Konsentrasi B semakin bertambah. Sedangkan knsentrasi A semakin berkurang. Kecepatan reaksi dapat diukur dengan menghitung pertambahan konsentrasi B tiap satuan waktu tertentu dengan menggunakan pengurangan konsentrasi zat A tiap satuan waktu tertentu. Waktu
----------------------- -----------------------! V = delta (B)/delta t !atau ! V = -delta (A)/delta t ! ----------------------- -----------------------ket: V = kecepatan reaksi (A) = konsentrasi A (mol/liter) (B) = konsentrasi B (mol/liter) t = waktu
Faktor yang mempengaruhi laju reaksi Laju reaksi dipengaruhi oleh beberapa faktor, antara lain:
27
Luas permukaan sentuh
Luas permukaan sentuh memiliki peranan yang sangat penting dalam banyak, sehingga menyebabkan laju reaksi semakin cepat. Begitu juga, apabila semakin kecil luas permukaan bidang sentuh, maka semakin kecil tumbukan yang terjadi antar partikel, sehingga laju reaksi pun semakin kecil. Karakteristik kepingan yang direaksikan juga turut berpengaruh, yaitu semakin halus kepingan itu, maka semakin cepat waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi; sedangkan semakin kasar kepingan itu, maka semakin lama waktu yang dibutuhkan untuk bereaksi. Suhu
Suhu juga turut berperan dalam mempengaruhi laju reaksi. Apabila suhu pada suatu reaksi yang berlangusng dinaikkan, maka menyebabkan partikel semakin aktif bergerak, sehingga tumbukan yang terjadi semakin sering, menyebabkan laju reaksi semakin besar. Sebaliknya, apabila suhu diturunkan, maka partikel semakin tak aktif, sehingga laju reaksi semakin kecil. Katalis
Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi. Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksipereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerat. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. Ikatan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.
28
Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantarakimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya: ... (1) ... (2)
Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi :
Beberapa katalis yang pernah dikembangkan antara lain berupa katalis Ziegler-Natta yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitis yang paling dikenal adalah proses Haber, yaitu sintesis amonia menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik yang dapat menghancurkan produk emisi kendaraan yang paling sulit diatasi, terbuat dari platina dan rodium. Molaritas
Molaritas adalah banyaknya mol zat terlarut tiap satuan volum zat pelarut. Hubungannya dengan laju reaksi adalah bahwa semakin besar molaritas suatu zat, maka semakin cepat suatu reaksi berlangsung. Dengan demikian pada molaritas yang rendah suatu reaksi akan berjalan lebih lambat daripada molaritas yang tinggi. Konsentrasi
Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia dengan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat. Jika zat yang direaksikan berupa larutan maka faktor yang harus diperhatikan adalah konsentrasi suatu larutan
29
yang pekat tentu mengandung molekul-molekul yang lebih banyak dibandingkan dengan yang encer.Jumlah molekul yang banyak tentu lebih mudah dan lebih sering bertabrakan dibandingkan dengan molekul-molekul yang jumlahnya sedikit. Sehingga makin besar konsentrasi suatu larutan yang direaksikan maka makin besar pula kecepatan
30
BAB III KESIMPULAN
Pada dasarnya, istilah kesetimbangan berhubungan dengan apa yang kita sebut ”keseimbangan kimia” akan tetapi, keseimbangan ini merupakan keseimbangan Mekanik. Dalam keseimbangan mekanik, jika resultan gaya ( net force) pada suatu benda sama dengan nol, sehingga sebuah benda dikatakan kesetimbangan mekanik jika benda tersebut tidak sedang mengalami perubahan dalam gerakannya (percepatannya sama dengan nol).
Ketika suatu reaksi kimia berlangsung dalam sebuah bejana yang mencegah masuk atau keluarnya zat-zat yang terlibat dalam reaksi tersebut.Maka besaran-besaran (kuantitaskuantitas) dari komponen-komponen reaksi tersebut berubah ketika beberapa komponen tersebut digunakan dan komponen lainnya terbentuk. Akhirnya, ini akan berakhir, setelah komposisinya tetap selam sistem ter sebut tidak terganggu, sehingga sistem tersebut kemudian di katakan berada dalam keadan kesetimbangan atau lebih sederhana ”berada dalam
kesetimbangan”
dengan
kata
lain,
sebuah reaksi kimia
berada
dalam
kesetimbanagan ketika tidak ada kecenderungan kuantitas-kuantitas zat-zat peraksi dan zat hasil reaksi untuk berubah.
Karakteristik keadaan kesetimbangan Ada empat aspek dasar keadaan kesetimbangan, yaitu : 1. Keadaan kesetimbangan tidak menunjukkan perubahan makroskopik yang nyata 2. Keadaan kesetimbangan dicapai melalui proses yang berlangsung spontan 3. Keadaan kesetimbangan menunjukkan keseimbangan dinamik antara proses maju atau balik 4. Keadaan kesetimbangan adalah sama walaupun arah pendekatannya berbeda
Kesetimbangan kimia dalam industry, yaitu agar suatu zat dihasilkan sebanyak mungkin suatu reaksi kimia harus diusahakan supaya berlangsung ke arah hasil reaksi (ke arah kanan) jika reaksinya merupakan reaksi kesetimbangan, maka faktor-faktor 31
konsentrasi, suhu, tekanan gas, serta katalis harus diperhitungkan agar reaksi itu berlangsung cepat dan ekonomis. Dalam pasal ini, kita mencoba meninjau dua proses yang sangat penting, dibidang kimia industri, yaitu pembuatan amoniak proses Haber Bosch serta pembuatan asam sulfat menurut proses kontak.
Kesetimbangan kimia terjadi pada saat Anda memiliki reaksi timbal balik di sebuah sistem tertutup.Tidak ada yang dapat ditambahkan atau diambil dari sistem itu selain energi. Pada kesetimbangan, jumlah dari segala sesuatu yang ada di dalam campuran tetap sama walaupun reaksi terus berjalan. Ini dimungkinkan karena kecepatan reaksi ke kanan dan ke kiri sama. Apabila Anda mengubah keadaan sedemikian rupa sehingga mengubah kecepatan relatif reaksi ke kanan dan ke kiri, Anda akan mengubah posisi kesetimbangan, karena Anda telah mengubah faktor dari sistem itu sendiri.
32
DAFTAR PUSTAKA
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_fisika1/kesetimbangan_kimia/reaksireversibel/
http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-smk/kelas_x/definisi-kesetimbangandan-karakteristiknya/
http://bebas.ui.ac.id/v12/sponsor/SponsorPendamping/Praweda/Kimia/0182%20Kim%201-6e.htm
http://kushis3nthitz.blogspot.com/2010/04/sistem-kesetimbangan-dalam-industri.html
33
KESETIMBANGAN KIMIA Makalah
Diajukan Untuk Memenuhi syarat Ujian Akhir Semester Mata kuliah “Kimia Dasar” Dosen : bapak Irhamni
Disusun oleh : Ade Hidayatullah
2225111925
Ila Rohila Mila Choirunnisa
2225110397
M. Ridwan
2225110280
Ratna Wulandari Siti Juhariah
2225777953
Tia yuniarni
2225110416
Ulpha Mega Pratiwi Yanti Yuni Rahmawati
2225111938
Pendidikan Matematika UNIVERSITAS SULTAN AGENG TIRTAYASA SERANG 2011
34
KATA PENGANTAR
Asalamualaikum warohmatullahi wabaraokatu
Alhamdulilah hirobil alamin, puji syukur kepada Allah AWT yang mana masih memberikan kesempatan sehingga dapat menyelesaikan tugas makalah ini Tugas ini saya susun dan saya buat dari sumber-sumber yang terkait dan di tambah dengan pengetahuan saya, bertujuan untuk mengembangkan daya pikir dan intelektual Saya pun berharapmudah-mudahan tugas yang saya buat bias di terima dengan baik dan bisa menambah ilmu untuk kita semua Walaupun saya menyadari banyak keterbatasan dan kekurangan dari makalah yang saya buat. Semoga dapat di maklumi
Wasalamualaikumwarohmatullahi wabarokatu
Serang, 12 Desember 2011
Penulis
35
DAFTAR ISI
KATAPENGANTAR……………………………………………………. i DAFTR ISI……………………………………………………………….. ii BAB I PENDAHULUAN……………………………………………….. 1
A. Latar belakang……………………………………………… 1 B. Tujuan………………………………………………………. 1 C. Rumusan Masalah………………………………………….. 2 D. Manfaat………………………………………….. 2 BAB II PEMBAHASAN……………………………………………………………………….... 3
A. Pengertian Kesetimbangan Kimia……………… ……………….. 3 B. Reaksi Dapat Balik………………………………………………..………. 4 C. Keadaan Kesetimbangan……………………………………….……… 6 D. Pergeseran Kesetimbngan…………………………………………….. 6 E. Tetapan Kesetimbngan Berdasarkan Konsentrasi……….... 12 F. Perhitungan Tetapan Kesetimbangan……………..…………... 15 G. Derajat Disosiasi…………………………………………………………... 18 H. Kesetimbangan Kimia Berdasarkan Tekanan Parsial…...… 19 I.
Sistem Kesetimbangan Dalam Industri……………………..…… 25
BAB III KESIMPULAN
……………………………………………………………………….... 31
DAFTAR PUSTAKA…………………………………………………………….……………..…... 33
36
