1 / 75

BAB 6 KESETIMBANGAN KIMIA

BAB 6 KESETIMBANGAN KIMIA. Departemen Kimia Fakultas MIPA, Institut Pertanian Bogor. Daftar Isi. A Hukum Termodinamika I B Hukum Termodinamika II C Hukum Termodinamika III D Konsep Kesetimbangan E Tetapan Kesetimbangan ( K ) F Pendugaan Arah Reaksi G Hubungan  G o dengan K

rafiki
Download Presentation

BAB 6 KESETIMBANGAN KIMIA

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. BAB 6 KESETIMBANGAN KIMIA Departemen Kimia Fakultas MIPA, Institut Pertanian Bogor

  2. Daftar Isi A Hukum Termodinamika I B Hukum Termodinamika II C Hukum Termodinamika III D Konsep Kesetimbangan E Tetapan Kesetimbangan (K) F Pendugaan Arah Reaksi G Hubungan Go dengan K H Faktor-faktor yang Memengaruhi Kesetimbangan Kimia I Kesetimbangan Pengionan Isi slaid ini merupakan gabungan dari isi diktat Bab 6 dan 7

  3. Pendahuluan • Termodinamika kimia • membahas perubahan energi • yang menyertai suatu proses atau perubahan fisik atau kimia suatu zat, • untuk meramalkan apakah suatu proses dapat berlangsung atau tidak Hukum Termodinamika I: Hukum kekekalan energi Energi tidak dapat diciptakan/dimusnahkan, tetapi dapat berubah bentuk atau beralih sistem dalam bentuk kerja atau kalor. Hukum Termodinamika II: Arah perubahan Suatu proses berjalan spontan jika semesta bergerak ke arah ketidakteraturan. Hukum Termodinamika III: Keteraturan struktur tertinggi dimiliki oleh kristal sempurna yang murni pada suhu 0 K.

  4. Ep= 10 unit Ek = 0 unit Energi potensial Ep= 4 unit Ek = 6 unit Energi kinetik A. Hukum Termodinamika I Ek= energi kinetik = ½mv2 Etotal = Ek + Ep= tetap Ep= energi potensial = mgh (hukum kekekalan energi) Satuan energi: J = N m = kg m2 det-2  BACK

  5. A. 1. Kerja dan Kalor (1) Kerja:energi yang dihasilkan ketika suatu gaya F bekerja pada jarak tertentu s. Kerja tekanan-volume berhubungan dengan pemuaian/penekanan gas: w = –Fdh = –PAdh = –PdV A= luas permukaan wadah dh =hakhir – hawal (2) Kalor: energi yang dipindahkan sebagai akibat adanya perbedaan suhu. Asas Black: kalor selalu berpindah dari benda yang panas ke yang dingin

  6. A. 1. Kerja dan Kalor (1)Kapasitas kalor (C): kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu suatu zat 1 oC. • 1 g zat kapasitas kalor spesifikatau kalor jenis (c) • 1 mol zat kapasitas kalor molar(cm) (2)1 kalori: kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 1 g air dari 14,5 ke 15,5 oC. Kesetaraan kalor mekanik: 1 kal = 4,184 J atau 1 kkal = 4,184 kJ

  7. Contoh 6.1: Berapa kalor yang dibutuhkan untuk menaikkan suhu 735 g air dari 21,0 ke 98,0 oC? Jawab: m= massa zat c= kalor jenis (untuk air, c = 1 kal g-1oC-1 = 4,184 J g-1oC-1) q = m c t t= perubahan suhu = takhir – tawal q= (735 g) (1 kal g-1oC-1) (98,0 – 21,0) oC = 5,7  104 kal

  8. Contoh 6.2: Sebanyak 150,0 g timbel (Pb) pada suhu air mendidih (100 oC) dicelupkan ke dalam 50,0 g air bersuhu 22,0 oC dalam gelas piala yang terisolasi (hanya terjadi pertukaran kalor antara Pb dan air). Jika suhu akhir campuran 28,8 oC, hitunglah kalor jenis Pb. Jawab: Air menyerap kalor yang dilepas oleh Pb. Asas Black:qair + qPb= 0 qair = mair cairt= (50,0 g) (1 kal g-1oC-1) (28,8 – 22,0) oC = 340 kal qPb = - qair = mPb cPbt = 3,2  10-2kal g-1oC-1

  9. A. 2. Sistem dan Lingkungan (1)Sistem: sejumlah materi atau daerah dalam ruang yang dijadikan objek studi. (2)Lingkungan: massa atau daerah yang berada di luar sistem. (3)Batas: bidang nyata/maya antara sistem dan lingkungan. (a) batas tetap (fixed boundary) (b) batas berubah (movable boundary)

  10. A. 2. Sistem dan Lingkungan Sistem tertutup Sistem terisolasi Sistem terbuka

  11. A. 2. Sistem dan Lingkungan Proses pemanasan kentang dalam oven. Apakah sistem, lingkungan, dan batasnya?

  12. A. 3. Besaran Intensif, Ekstensif, dan Fungsi Keadaan Fungsi keadaan: sifat sistem yang hanya ditentukan oleh keadaan (awal dan akhir) sistem dan tidak ditentukan oleh cara mencapai keadaan tersebut. U, H, S, G

  13. A. 3. Besaran Intensif, Ekstensif, dan Fungsi Keadaan

  14. A. 4. Perubahan Energi Dalam (U) U= perubahan energi dalam q= kalor  (+): sistem menyerap kalor (–): sistem melepas kalor U = q + w (Hukum Termodinamika I) w= kerja  (+): sistem dikenai kerja (–): sistem melakukan kerja Contoh 6.3: Pengembangan gas menyebabkan 5000 J energi diserap oleh sistem, sedangkan sistem melakukan kerja sebesar 6750 J terhadap lingkungan. Berapa U sistem? Jawab: U = q + w= (+ 5000 J) + (– 6750 J) = – 1750 J

  15. A. 4. Perubahan Energi Dalam (U) Udiukur dalam kalorimeter bom, sistem dengan volume yang tetap: w = –PV = 0 U = qv = kalor reaksi pada volume tetap Sebagian besar kalor yang dilepaskan selama reaksi menaikkan suhu air di dalam bom, sisanya akan menaikkan suhu bom, pengaduk, dan bagian lain dari kalorimeter: qair = mair cairt qv + qair + qbom = 0 dengan qbom = Cbomt

  16. Contoh 6.4: Sebanyak 0,505 g naftalena (C10H8) dibakar sempurna di dalam kalorimeter bom yang berisi 1215 g air. Akibat reaksi, suhu air naik dari 25,62 ke 29,06 °C. Jika kapasitas kalor bom 826 J °C-1, berapakahUreaksi dinyatakan dalam kkal mol-1. Jawab: qair = mair cairt = (1215 g)(4,184 J g-1oC-1)(29,06 – 25,62) oC = 1,75  104 J qbom = Cbomt = (826 J oC-1)(29,06 – 25,62) oC = 2,84  103 J qv + qair + qbom = 0 U = qv= – (qair + qbom) = – (1,75  104 + 2,84  103) = – 2,03  104 J (untuk 0,505 g naftalena) qv bernilai negatif karena reaksinya eksoterm (melepas kalor)

  17. Contoh 6.4: U = = – 4,03  104 J g-1 Untuk setiap g C10H8: U = Jika dinyatakan dalam kkal mol-1: = – 1,23  103 kkal mol-1

  18. A. 5. Perubahan Entalpi (H) Jika reaksi dilakukan di udara terbuka atau dalam kalorimeter dari busa styrofoam, sistem dengan tekanan yang tetap: H = qp = kalor reaksi pada tekanan tetap U = q + w = qp– pV H = U + pV (perubahan entalpi) Persamaan gas ideal: pV = nRT Pada suhu tetap: pV = ngRT, maka: ng=  koef gas produk –  koef gas reaktan R= tetapan gas ideal = 8,314  10-3 kJ mol-1 K-1 H = U + ngRT T= suhu mutlak (K)

  19. Contoh 6.5: Bila perubahan energi dalam dalam pembakaran sempurna 1 mol naftalena: C10H8(s) + 12 O2(g) 10 CO2(g) + 4 H2O(l) ialah – 5,15  103 kJ, hitunglah perubahan entalpi pembakarannya pada 298 K. Jawab: H = U + ngRT = (–5,15  103 kJ) + (10–12) mol (8,314  10-3 kJ mol-1 K-1)(298 K) = – 5,155  103 kJ

  20. Contoh 6.6: Sebanyak 1,50 g amonium nitrat (NH4NO3) ditambahkan ke dalam 35,0 g air dalam sebuah mangkok busa kemudian diaduk sampai seluruhnya larut. Suhu larutan turun dari 22,7 menjadi 19,4 oC. Berapakah kalor pelarutan NH4NO3 dalam air dinyatakan dalam kJ mol-1? Jawab: qair = mair cairt = (35,0 g)(4,184 J g-1oC-1)(19,4 – 22,7) oC = – 4,83  102 J qNH4NO3 + qair = 0 (kalorimeter dianggap tidak berubah suhunya) H = qNH4NO3 = – qair = + 4,83  102 J (untuk 1,50 g NH4NO3) qp bernilai positif karena reaksinya endoterm (menyerap kalor)

  21. Contoh 6.6: H = = 3,22  102 J g-1 Untuk setiap g NH4NO3: H = Jika dinyatakan dalam kJ mol-1: = + 25,8 kJ mol-1

  22. A. 6. Hubungan-hubungan yang Melibatkan H (a) H merupakan besaran ekstensif CO(g) + ½O2(g) → CO2(g)H = – 283,0 kJmol-1 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)H = – 566,0 kJmol-1 ½ CO(g) + ¼ O2(g) → CO2(g)H = – 141,5 kJmol-1 (b) H akan berubah tanda bila arah reaksi berbalik CO(g) + ½O2(g) → CO2(g)H = – 283,0 kJ/mol-1 CO2(g)→ CO(g) + ½O2(g) ΔH = + 283,0 kJ/mol-1 (c) Hukum penjumlahan kalor dari Hess Jika 2 atau lebih persamaan kimia dijumlahkan untuk menghasilkan persamaan kimia lainnya, perubahan entalpi masing-masing juga harus dijumlahkan.

  23. C(s) + O2(g) ΔH = –110,5 kJ CO(g) + ½O2(g) ΔH = –393,5 kJ C(s,gr) + O2(g)→ CO2(g) ΔH1 = –393,5 kJ CO2(g) → CO(g) + ½O2(g) ΔH2 = +283,0 kJ C(s,gr) + ½O2(g) → CO(g) ΔH = ΔH1 + ΔH2 = –110,5 kJ ΔH = +283,0 kJ CO2(g) A. 6. Hubungan-hubungan yang Melibatkan H

  24. A. 7. Entalpi Pembentukan Standar Molar (Hof) Konvensi keadaan standar dari suatu zat: (a) Padatan : senyawa/bahan murni pada tekanan 1 atm (b) Cairan : senyawa/bahan murni pada tekanan 1 atm (c) Gas : gas ideal pada tekanan parsial 1 atm (d) Zat terlarut : larutan ideal pada konsentrasi 1 M Perbedaan entalpi antara 1 mol senyawa dalam keadaan standar dengan unsur-unsur pembentuknya juga dalam keadaan standar dilambangkan Hof. (a) 2 C(gr) + 3 H2(g) C2H6(g) Hof C2H6(g) = –84,7 kJ mol-1 (b) C(gr) + O2(g)  CO2(g) Hof CO2(g) = –393,5 kJ mol-1 (c) H2(g) + ½ O2(g)  H2O(l) Hof H2O(l) = –285,8 kJ mol-1 Contoh:

  25. Contoh 6.7: Dengan menggunakan data Hof pada slaid sebelumnya, hitunglah perubahan entalpi untuk reaksi pembakaran sempurna 1 mol etana, C2H6(g). Jawab: –(a): C2H6(g) 2 C(gr) + 3 H2(g) – Hof C2H6(g) = +84,7 kJ mol-1 2(b): 2 C(gr) + 2 O2(g)  2 CO2(g) 2 Hof CO2(g) = 2(–393,5) kJ mol-1 3(c): 3 H2(g) + 3/2 O2(g)  3 H2O(l) 3 Hof H2O(l) = 3(–285,8) kJ mol-1 C2H6(g) + 7/2 O2(g) 2 CO2(g) + 3 H2O(l) Horeaksi = –1559,7 kJ mol-1 (negatif  reaksi eksoterm) (reaksi pembakaran sempurna etana)

  26. A. 7. Entalpi Pembentukan Standar Molar (Hof) Perubahan entalpi untuk reaksi pembakaran etana pada contoh 6.7 dihitung dengan menggunakan persamaan Horeaksi = [2  Hof CO2(g) + 3  Hof H2O(l)] – Hof C2H6(g) Persamaan tersebut dapat diperluas menjadi bentuk umum berikut: Horeaksi = [(koef  Hof) produk] – [(koef  Hof) reaktan] Perlu diperhatikan bahwa tidak ada nilai Hof untuk O2(g), karena Hofunsur bebas atau gas bebas yang terdiri dari atom-atom identik = 0.

  27. Contoh 6.8: Reaksi pembakaran siklopropana yang biasa digunakan sebagai anestesi ialah sebagai berikut: (CH2)3(g) + 9/2 O2(g) 3 CO2(g) + 3 H2O(l) Horks = –2091,4 kJ mol-1 Gunakan nilai Horks ini untuk menghitung entalpi pembentukan standar siklopropana, jika diketahui Hof CO2(g) = –393,5 kJ mol-1 dan Hof H2O(l) = –285,8 kJ mol-1. Jawab: Horeaksi = [(koef  Hof) produk] – [(koef  Hof) reaktan] = (3  Hof CO2(g) + 3  Hof H2O(l)) – [Hof (CH2)3] –2091,4 kJ mol-1= [3  (–393,5 kJ mol-1) + (3  (–285,8 kJ mol-1)] – [Hof (CH2)3] Hof (CH2)3 = + 53,5 kJ mol-1

  28. Keadaan awal Keadaan awal Proses Proses Keadaan akhir Keadaan akhir Parfum menyebar Parfum menyebar 25oC 25oC 25oC 25oC Es meleleh Es meleleh Penguapan air Penguapan air o o o o Kalor Kalor o o o o 50 50 50 50 75 75 25 25 Ag Ag Ag Ag Ag Ag Ag Ag B. Hukum Termodinamika II Hukum Termodinamika I tidak memberikan penjelasan mengenai arah dari dapat/atau tidaknya suatu proses berlangsung. Fenomena ini disebut derajat kespontanan. Contoh proses yang spontan:  BACK

  29. B. 1. Perubahan Entropi (S) Pada tahun 1850, Rudolf Clausius menyebutkan besaran entropi (S) sebagai ukuran derajat ketidakteraturan. Apabila sejumlah kalor, dQrev, dipindahkan secara reversibel (perubahan yang sangat lambat jalannya) ke dalam sistem terisolasi pada suhu T, entropi yang timbul akibat proses pada sistem tersebut didefinisikan sebagai: Suatu proses spontan dalam sistem terisolasi memiliki perubahan entropi total yang bernilai positif: Stotal = Ssistem + Slingkungan > O Stotal = Ssis + Sling > O

  30. B. 2. Perubahan Energi Bebas Gibbs (G) Nilai Slingkungan secara praktik sulit dihitung, karena interaksi antara sistem dan lingkungan harus diketahui secara pasti. Untuk itu, dikemukakan suatu besaran termodinamika baru yang disebut energi bebas: Energi bebas Helmholtz : A = U – TS Energi bebas Gibbs : G = H – TS Untuk proses pada suhu dan tekanan konstan digunakan energi bebas Gibbs, yang perubahannya ditunjukkan oleh persamaan G =H – TS G < 0 Proses spontan

  31. B. 2. Perubahan Energi Bebas Gibbs (G) Ada dua unit energi yang menentukan tanda G, yakni H dan TS.

  32. Contoh 6.9: Apakah reaksi disosiasi AB(g) A(g) + B(g), cenderung berjalan spontan pada suhu tinggi atau suhu rendah? Jawab: Reaksi melibatkan pemutusan ikatan  energi harus diserap oleh sistem H > 0 Dua mol gas dihasilkan dari 1 mol gas  ketidakteraturan meningkat S > 0 Karena G = H – TS, reaksi berjalan spontan (G < 0) pada suhu tinggi.

  33. B. 3. Energi Bebas Pembentukan Molar Standar (Gof) Perubahan energi bebas yang dihasilkan bila pereaksi dan produk berada pada keadaan standar (lihat subbab A. 7) perubahan energi bebas standar (G°). Seperti H, G merupakan fungsi keadaan, maka (a) G merupakan besaran ekstensif (b) G akan berubah tanda bila arah reaksi berbalik (c) Guntuk reaksi keseluruhan dapat diperoleh dengan menjumlahkan nilai-nilai G dari setiap tahapan dalam reaksi tersebut.

  34. B. 3. Energi Bebas Pembentukan Molar Standar (Gof) Perbedaan energi bebas antara 1 mol senyawa dalam keadaan standar dengan unsur-unsur pembentuknya juga dalam keadaan standar dilambangkan Gof. Goreaksi = [(koef  Gof) produk] – [(koef  Gof) reaktan] (Gofunsur bebas atau gas bebas yang terdiri dari atom-atom identik = 0)

  35. Contoh 6.10: Entalpi pembentukan molar standar perak oksida pada 298 K ialah –30,59 kJ/mol. Perubahan energi bebas molar standar, Go, untuk disosiasi perak oksida pada suhu yang sama diberikan berikut ini: 2Ag2O(s) 4Ag(s) + O2(g)Go = +22,43 kJ mol-1 Berapakah nilai So untuk reaksi tersebut? Jawab: Horeaksi = [(koef  Hof) produk] – [(koef  Hof) reaktan] = (4  Hof Ag(s) + Hof O2(g)) – (2  Hof Ag2O) = (4  0 + 0) – [2 (–30,59 kJ mol-1)] = +61,18 kJ mol-1 G =H – TS 

  36. Contoh 6.11: Berapakah nilai Go pada 298 K untuk reaksi C(s) + CO2(g) 2 CO(g) jika diketahui Gof CO(g) = –137,28 kJ mol-1 dan Gof CO2(g) = –394,38 kJ mol-1? Apakah pembentukan CO berlangsung spontan pada 298 K? Jawab: Goreaksi = [(koef  Gof) produk] – [(koef  Gof) reaktan] = (2  Gof CO(g)) – (Hpf C(s) + Hof CO2) = 2  (–137,28 kJ mol-1) – [0 + (–394,38 kJ mol-1)] = +119,62 kJ mol-1 Jadi, pembentukan CO berlangsung tidak spontan pada 298 K, karena G> 0.

  37. B. 4. Energi Bebas dan Kesetimbangan G = 0  keadaan setimbang Proses memiliki kecenderungan yang sama untuk bergerak ke arah produk/ reaktan. G = H – TS= 0  atau (untuk kesetimbangan transisi fase) Contoh: Peleburan es: H2O(s, 1 atm) H2O(l, 1 atm) Hofus = 6,02 kJ mol-1 (pada 273,15 K) = 22,0 J mol-1 K-1

  38. Contoh 6.12: Berapakah entropi penguapan molar standar air pada 100 oC jika diketahui entalpi penguapan molar standar pada suhu tersebut 40,7 kJ mol-1? Jawab: = 109 J mol-1 K-1 Contoh 6.13: Hitung perubahan entropi jika 3,00 mol benzena menguap pada titik didih normalnya, yaitu 80,1°C. Entropi penguapan molar benzena pada suhu ini adalah 30,8 kJ mol-1. Jawab: = 87,2 J mol-1 K-1 Untuk 3,00 mol benzena: Sovap = (87,2 J mol-1 K-1)(3,00 mol) = 262 J K-1

  39. C. Hukum III Termodinamika “Entropi kristal sempurna yang murni pada suhu NOL mutlak (0 K) adalah NOL” Dengan kata lain, pada suhu 0 K kristal paling teratur.  BACK

  40. D. Konsep Kesetimbangan Kesetimbangan: Laju reaksi sama ke dua arah  [reaktan] & [produk] secara neto tidak berubah. (a) Kesetimbangan fisika: melibatkan 1 zat dalam 2 fase yang berbeda Contoh: H2O(l) H2O(g) (b) Kesetimbangan kimia: melibatkan zat yang berbeda sebagai reaktan dan produk Contoh: N2O4(g) (tak berwarna)  2NO2(g) (cokelat gelap)  BACK

  41. D. Konsep Kesetimbangan (a) Kesetimbangan homogen: hanya melibatkan 1 fase Contoh: C2H4(g) + H2(g) C2H6(g) Dikenal reaksi fase gas, fase cair, atau fase padat bergantung pada fase yang terlibat dalam kesetimbangan. Contoh di atas merupakan reaksi fase gas. (b) Kesetimbangan heterogen: melibatkan >1 fase zat Contoh: 2 Hg(l) + Cl2(g) Hg2Cl2(s) Fase cair (l, liquid) dianggap satu fase dengan larutan berair (aq, aqueous).

  42. E. Tetapan Kesetimbangan (K) N2O4(g) 2NO2(g) Nisbah yang nilainya relatif konstan disebut tetapan kesetimbangan (K).  BACK

  43. Dikenal 2 macam nilai K, yaitu KC dan KP: (a) Rumus KC hanya memasukkan molaritas dari fase g dan aq. (b) Rumus KP hanya mengikutsertakan tekanan parsial dari fase g. E. Tetapan Kesetimbangan (K) Secara umum, untuk reaksi a A + b B  c C + d D: a = aktivitas, yang nilainya dapat diperkirakan sebagai berikut: (a) Untuk padatan (s) dan cairan (l),a =1 (b) Untuk gas (g) (anggaplah gas ideal): a = tekanan, P (dalam atm) (c) Untuk komponen di dalam larutan (anggaplah ideal bila keadaan standar 1 M): a = konsentrasi molarnya

  44. E. Tetapan Kesetimbangan (K) Contoh: (1) 4NH3(g) + 7O2(g) 4NO2(g) + 6 H2O(g) (2) CH3OH(l) + CH3COOH(l) CH3COOCH3(l) + H2O(l) (3) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) (4) BaCl2(aq) + Na2SO4(aq) BaSO4(s) + NaCl(aq) Tidak ada KP untuk reaksi (2) dan (4), karena tidak ada zat yang berfase gas.

  45. Contoh 6.14: Tuliskan rumus Kc dan KP untuk reaksi-reaksi berikut: (a) 2 ZnS(s) + 3 O2(g) 2 ZnO(s) + 2 SO2(g) (b) 2 HCrO4-(aq) Cr2O72-(aq) + H2O(l) Apakah reaksi-reaksi di atas termasuk kesetimbangan homogen atau heterogen? Jawab: (a) Kesetimbangan heterogen (b) Tidak ada KP Kesetimbangan homogen

  46. Contoh 6.15: (a) Pada suhu tertentu, untuk reaksi N2O4(g) 2NO2(g) pada saat kesetimbangan terdapat 0,1 mol N2O4 dan 0,06 mol NO2 dalam volume 2 L. Hitunglah nilai Kc. Jawab: (b) Pada suhu yang sama, ke dalam wadah bervolume 2 L dimasukkan 0,8 mol N2O4. Hitunglah konsentrasi zat-zat dalam reaksi pada kesetimbangan yang baru. Jawab:

  47. Contoh 6.15: x2 + 0,009x – 0,0072 = 0 x = 0,0809 mol  Jadi, pada saat kesetimbangan tercapai [NO2] = 2x mol/2L = 0.0809 M [N2O4] = (0,8 – x) mol/2 L = 0,7191 mol/2 L = 0,3595 M

  48. E. 1. Faktor-faktor yang Memengaruhi Nilai K (1) Jenis reaksi • K >> 1  reaksi lebih banyak ke arah produk (kesetimbangan berada di kanan). 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)KC = 9,1  1080 Contoh: • K << 1  reaksi lebih banyak ke arah reaktan (kesetimbangan terletak di kiri). Contoh: N2O4(g) 2 NO2(g)KC = 4,63  10-3

  49. E. 1. Faktor-faktor yang Memengaruhi Nilai K (2) Suhu • Reaksi endoterm  kenaikan suhu meningkatkan nilai K. Contoh: CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3 H2O(g)K = 1,78  10-3 (800 °C) K = 4,68  10-2 (1000°C) K = 5,67 (1500°C) • Reaksi eksoterm  kenaikan suhu justru menurunkan nilai K. H2(g) + I2(g) 2 HI(g)K = 49,5 (440 °C) Contoh: K = 54,3(430°C)

  50. E. 2. Hubungan-hubungan yang Melibatkan K (a) K dipangkatkan n jika reaksi dikalikan n. (b) K akan menjadi kebalikannya bila arah reaksi berbalik (c) Kuntuk reaksi keseluruhan dapat diperoleh dengan mengalikan nilai-nilai K dari setiap tahapan dalam reaksi tersebut. Contoh: (a) 2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) 4SO2(g) + 2O2(g) 4SO3(g) SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g)

More Related