Maintenance script: Presentation V4: sitasi, referensi, Math, Wikimedia Commons, dan atribusi

2026-08-27T04:01:26Z

Presentation V4: sitasi, referensi, Math, Wikimedia Commons, dan atribusi

Maintenance script: Impor teks terkontrol dari Wikipedia bahasa Indonesia; revisi 29215951; atribusi sumber disertakan.

2026-08-27T03:31:05Z

Impor teks terkontrol dari Wikipedia bahasa Indonesia; revisi 29215951; atribusi sumber disertakan.

Halaman baru

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, tetapi sama. Dengan demikian, tidak ada perubahan bersih dalam konsentrasi reaktan dan produk. Keadaan seperti ini dikenal sebagai [[kesetimbangan dinamis]].

== Sejarah ==

Konsep kesetimbangan kimia dikembangkan setelah [[Claude Louis Berthollet|Berthollet]] (1803) menemukan bahwa beberapa [[reaksi kimia]] bersifat [[reaksi reversibel|reversibel]]. Untuk setiap campuran reaksi yang ada pada kesetimbangan, [[laju reaksi|laju]] pada reaksi maju dan mundur adalah sama. Dalam [[persamaan kimia|persamaan]] berikut ini panah menunjuk kedua arah menunjukkan kesetimbangan, A dan B adalah spesi [[reaktan]] kimia, S dan T adalah spesi produk, dan [[Alfa|''α'']], [[Beta (huruf Yunani)|''β'']], [[sigma|''σ'']], dan [[Tau|''τ'']] adalah [[koefisien stoikiometri]] dari reaktan dan produk tersebut:
:''α'' A + ''β'' B ''σ'' S + ''τ'' T

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.

[[Cato Maximilian Guldberg|Guldberg]] dan [[Peter Waage|Waage]] (1865), membangun gagasan Berthollet, mengusulkan [[hukum aksi massa]]:

:<math>\mbox{laju reaksi maju} = k_{+} \mathrm{A}^\alpha\mathrm{B}^\beta \,\!</math>
:<math>\mbox{laju reaksi mundur} = k_{-} \mathrm{S}^\sigma\mathrm{T}^\tau \,\!</math>

di mana A, B, S dan T adalah [[aktivitas (kimia)|massa aktif]] dan ''k''+ serta ''k''− adalah [[konstanta laju]]. Karena pada kesetimbangan, laju maju dan mundur adalah sama:

:<math> k_+ \left\{ \mathrm A \right\}^\alpha \left\{\mathrm B \right\}^\beta = k_{-} \left\{\mathrm S \right\}^\sigma\left\{\mathrm T \right\}^\tau \,</math>

Dan rasio konstanta laju juga konstan, sekarang dikenal sebagai [[konstanta kesetimbangan]].
:<math>K_c=\frac{k_+}{k_-}=\frac{\{\mathrm S\}^\sigma \{\mathrm T\}^\tau } {\{\mathrm A\}^\alpha \{\mathrm B\}^\beta}</math>

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 [[laju reaksi#Persamaan laju|persamaan laju]] tidak, secara umum, mengikuti reaksi [[stoikiometri]] seperti Guldberg dan Waage telah usulkan (lihat, misalnya, [[substitusi nukleofilik]] oleh [[Reaksi SN1|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 memengaruhi 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]],

:CH3CO2H + H2O ⇌ + 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|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:

:<math chem>K=\frac{\ce{\{CH3CO2^-\}\{H3O+\}}}{\ce{\{CH3CO2H\}}}</math>

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

Versi kuantitatif diberikan oleh [[hasil bagi reaksi]].

[[Josiah Willard Gibbs|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

:<math>\Delta_rG^\ominus = -RT \ln K_\mathrm{eq}</math>

di mana 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''', ''K''c,

:<math>K_\mathrm{c}=\frac{[\mathrm S]^\sigma [\mathrm T]^\tau } {[\mathrm A]^\alpha [\mathrm B]^\beta}</math>

di mana [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 ==

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.
:<math>\left(\frac {dG}{d\xi}\right)_{T,p} = 0~</math>:kesetimbangan

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.
:<math> \alpha \mu_\mathrm{A} + \beta \mu_\mathrm{B} = \sigma \mu_\mathrm{S} + \tau \mu_\mathrm{T} \,</math>

where [[Mu (letter)|''μ'']] Dalam hal ini adalah energi Gibbs molar parsial, sebuah [[potensial kimia]]. Potensial kimia pereaksi A adalah fungsi [[Aktivitas (kimia)|aktivitas]], {A} dari pereaksi tersebut.

:<math> \mu_\mathrm{A} = \mu_{A}^{\ominus} + RT \ln\{\mathrm{A}\} \,</math>
(di mana ''μ'' adalah '''potensial kimia standar''').

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

:<math> dG = Vdp-SdT+\sum_{i=1}^k \mu_i dN_i </math>.

Memasukkan ''dNi'' = ''νi dξ'' kedalam persamaan di atas menghasilkan [[koefisien stoikiometri]] (<math> \nu_i~</math>) dan diferensial yang menunjukkan reaksi terjadi sekali (''dξ''). Pada tekanan dan suhu konstan, persamaan di atas dapat ditulis sebagai

:<math>\left(\frac {dG}{d\xi}\right)_{T,p} = \sum_{i=1}^k \mu_i \nu_i = \Delta_\mathrm{r}G_{T,p}</math> yang merupakan '''perubahan energi bebas Gibbs bagi reaksi''' .

Hal ini menghasilkan:

:<math> \Delta_\mathrm{r}G_{T,p} = \sigma \mu_\mathrm{S} + \tau \mu_\mathrm{T} - \alpha \mu_\mathrm{A} - \beta \mu_\mathrm{B} \,</math>.

Dengan mensubstitusi potensial kimia:

:<math> \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}\} ) </math>,

hubungannya menjadi:

:<math> \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} </math>
:<math>\sum_{i=1}^k \mu_i^\ominus \nu_i = \Delta_\mathrm{r}G^{\ominus}</math>:

yaitu '''perubahan energi Gibbs standar bagi reaksi''' yang dapat dihitung menggunakan tabel termodinamika.
[[Hasil bagi reaksi]]nya didefinisikan sebagai:
:<math> Q_\mathrm{r} = \frac{\{\mathrm{S}\}^\sigma \{\mathrm{T}\}^\tau} {\{\mathrm{A}\}^\alpha \{\mathrm{B}\}^\beta} </math>

Karenanya,
:<math>\left(\frac {dG}{d\xi}\right)_{T,p} = \Delta_\mathrm{r}G_{T,p}= \Delta_\mathrm{r}G^{\ominus} + RT \ln Q_\mathrm{r} </math>

Pada kesetimbangan:
:<math>\left(\frac {dG}{d\xi}\right)_{T,p} = \Delta_\mathrm{r}G_{T,p} = 0 </math>

mengarah pada:

:<math> 0 = \Delta_\mathrm{r}G^{\ominus} + RT \ln K_\mathrm{eq} </math>
dan
:<math> \Delta_\mathrm{r}G^{\ominus} = -RT \ln K_\mathrm{eq} </math>

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

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

:<math>\frac {d\ln K} {dT} = \frac{\Delta H_\mathrm{m}^\ominus} {RT^2}</math>

Karenanya, untuk reaksi [[eksotermik]] (Δ''H'' adalah negatif), ''K'' menurun dengan kenaikan suhu, tetapi untuk reaksi [[endotermik]], (ΔH positif) ''K'' meningkat dengan kenaikan suhu. Rumus alternatifnya adalah

:<math>\frac {d\ln K} {d(T^{-1})} = -\frac{\Delta H_\mathrm{m}^\ominus} {R}</math>

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 ==

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
:CH3CO2H + H2O CH3CO2− + H3O+

:<math>K_\mathrm{c}=\frac \mathrm{[{CH_3CO_2}^-][{H_3O}^+]} \mathrm{[{CH_3CO_2H}][{H_2O}]}</math>

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
:<math>K=\frac \mathrm{[{CH_3CO_2}^-][{H_3O}^+]} \mathrm{[{CH_3CO_2H}]} = K_\mathrm{c}</math>.

Kasus tertentu adalah [[swaionisasi air]] itu sendiri

:2 H2O H3O+ + OH−

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

:<math>K_\mathrm{w} = \mathrm{[H^+][OH^-]}</math>

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

Konsentrasi H+ dan OH− bukanlah kuantitas independen. Umumnya [OH−] digantikan oleh ''K''w[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]]:

:[[Karbon monoksida|2 CO]] [[Karbon dioksida|CO2]] + [[Karbon|C]]

di mana persamaan (tanpa karbon padat) ditulis sebagai:

:<math>K_\mathrm{c}=\frac \mathrm{[CO_2]} \mathrm{[CO]^2}</math>

== Jenis kesetimbangan ==

* Dalam fasa gas: [[mesin roket]]
* 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 partisi|Koefisien distribusi log ''D'']]: penting untuk obat-obatan di mana lipofilisitas adalah sifat yang signifikan dari obat
** [[Ekstrasi cair-cair]], [[pertukaran ion]], [[kromatografi]]
** [[Kesetimbangan kelarutan|Kelarutan produk]]
** Serapan dan pelepasan oksigen dengan [[hemoglobin]] dalam darah
* Kesetimbangan asam-basa: [[konstanta disosiasi asam]], [[hidrolisis]], [[larutan penyangga]], [[indikator pH|indikator]], [[homeostasis]] asam-basa
* Kompleksitas pengikat logam: [[Kelasi|agen pelacak]], [[terapi kelasi]], [[Pencitraan resonansi magnetik|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.
* [[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.

== Referensi ==

== Lihat pula ==
* [[Asidosis]]
* [[Alkalosis]]
* [[Gas darah arteri]]
* [[Metode Benesi–Hildebrand]]
* [[Konstanta kesetimbangan]]
* [[Persamaan Henderson–Hasselbalch]]
* [[Kinetika Michaelis–Menten]]
* [[pCO2|pCO2]]
* [[pH]]
* [[pKa|p''K''a]]
* [[Potensial elektroda standar|Kesetimbangan redoks]]
* [[Keadaan tunak (kimia)]]

== Bacaan lebih lanjut ==

* Utamanya terkait dengan kesetimbangan fase gas.
*
*
*

== Pranala luar ==

== Sumber dan atribusi ==

Konten artikel ini diadaptasi dari [https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Kesetimbangan+kimia&oldid=29215951 Wikipedia bahasa Indonesia], revisi 29215951 (2026-05-11T15:22:37Z), yang tersedia berdasarkan lisensi Creative Commons Atribusi-BerbagiSerupa (CC BY-SA). Mohon gunakan konten ini secara bijak serta sesuai dengan ketentuan lisensi yang berlaku.

Kesetimbangan kimia - Riwayat revisi

Maintenance script: Presentation V4: sitasi, referensi, Math, Wikimedia Commons, dan atribusi

Maintenance script: Impor teks terkontrol dari Wikipedia bahasa Indonesia; revisi 29215951; atribusi sumber disertakan.