Hubungan dan Jenis-jenis Tetapan Kesetimbangan Kimia

Tetapan (konstanta) kesetimbangan kimia mulai dikenal di kelas 11 SMA semester pertama. Konsep kesetimbangan kimia berlanjut dalam bahasan tentang larutan asam-basa, kemudian dikenal bermacam-macam jenis tetapan kesetimbangan reaksi kimia.

Berikut ini ulasan tentang jenis-jenis tetapan kesetimbangan kimia dan hubungan antarjenis tetapan kesetimbangan kimia.




Tetapan kesetimbangan kimia hakikatnya mengikuti rumus umum sebagai berikut.

Bila terdapat persamaan reaksi kesetimbangan:
aA + bB + ...  ⇌  pP + qQ + ...
maka ungkapan tetapan kesetimbangan reaksi $\mathsf{(K)}$ tersebut dapat ditulis:

$\mathsf{K = \dfrac{[P]^p{.}[Q]^q{...}}{[A]^a{.}[B]^b{...}}}$

$\mathsf{[A],[B],[P],[Q]}$ berturut-turut konsentrasi zat: A, B, P, Q dan seterusnya.
$\mathsf{a, b, ..., p, q, ...}$ berturut-turut koefisien untuk A, B, P, Q dan seterusnya.

Semua jenis K akan mengikuti rumus umum seperti di atas, hanya dilakukan penyesuaian dengan ketentuan yang berlaku untuk setiap jenis K.

1. Tetapan Kesetimbangan Konsentrasi (K_c)
Tetapan kesetimbangan konsentrasi ini hanya berlaku untuk zat yang berwujud larutan (aq) dan berwujud gas (g). Untuk zat yang berwujud padat dan cair tidak dipertimbangan dalam perhitungan K_c.

Contoh 1a:
$\ce{4NH3($g$) + 3O2($g$) <=>2N2($g$) + 6H2O($g$)}$

$\mathsf{K_c = \dfrac{[N_2]^2{.}[H_2O]^6}{[NH_3]^4{.}[O_2]^3}}$

Contoh 1b:
$\ce{CH3COO^{-}($aq$) + H2O($l$) <=>CH3COOH($aq$) + OH^{-}($aq$)}$

$\mathsf{K_c = \dfrac{[CH_3COOH]{.}[OH^-]}{[CH_3COO^{-}]}}$

2. Tetapan Kesetimbangan Tekanan (K_p)
Tetapan kesetimbangan konsentrasi ini hanya berlaku untuk zat yang berwujud gas (g). Untuk zat yang berwujud larutan, padat dan cair tidak dipertimbangan dalam perhitungan K_p.

Contoh 3:
$\ce{4NH3($g$) + 3O2($g$) <=>2N2($g$) + 6H2O($g$)}$

$\mathsf{K_p = \dfrac{(P_{N_2})^2{.}(P_{H_2O})^6}{(P_{NH_3})^4{.}(P_{O_2})^3}}$

$\mathsf{P_{gas~X} = tekanan~parsial~gas~X}$

$\mathsf{P_{gas~X} = \dfrac{koefisien~X}{total~koefisien~semua~gas} \times P_{total~sistem}}$

Hubungan K_c dan K_p
$\mathsf{K_p = K_c~(R{.}T)^{\Delta n}}$
R = tetapan gas (0,08205 atm.L/(mol.K))
T = temperatur sistem (satuan Kelvin)

Pada reaksi contoh 3, K_p = K_c(R.T), karena Δn = (2+6) – (4+3) = 1

3. Tetapan Kesetimbangan Air (K_w)
Reaksi ionisasi air: $\ce{H2O($l$)  <=>H+($aq$) + OH-($aq$)}$

$\mathsf{K = \dfrac{[H^+]{.}[OH^-]}{[H_2O]}}$

Karena $\mathsf{[H_2O]}$ jumlahnya berlebih dan dianggap konstan, kemudian K untuk ionisasi air ini disimbolkan menjadi K_w:
$\mathsf{K [H_2O] = [H^+]{.}[OH^-]}$
$\mathsf{K _w = [H^+]{.}[OH^-]}$

Dari hasil percobaan diperoleh nilai K_w pada suhu 25 ^oC sebesar 1 × 10^–14. Karena pada reaksi kesetimbangan air itu [H⁺] = [OH^–] maka [H⁺] dan [OH^–] sama dengan 1 × 10^–7 M

4. Tetapan Ionisasi Asam (K_a)

Tetapan ionisasi asam sebenarnya adalah pemendekan istilah dari tetapan kesetimbangan yang diperoleh dari reaksi ionisasi larutan asam lemah.

Asam lemah tidak dapat terionisasi secara total, yang terionisasi hanya sebagian dan terdapat kesetimbangan sebagaimana reaksi berikut.

$\ce{HF ($aq$) + H2O($l$) <=> H3O^+($aq$) +F^{−}($aq$)}$

$\mathsf{K =\dfrac{[H_3O^+][F^{−}]}{[H_2O][HF]}}$

$\mathsf{K[H_2O]=\dfrac{[H_3O^+][F^{−}]}{[HF]}}$

Karena $\mathsf{[H_2O]}$ jumlahnya berlebih dan dianggap konstan, kemudian K untuk ionisasi asam ini disimbolkan menjadi K_a:
$\mathsf{K_a = K[H_2O]}$

$\mathsf{K_a = \dfrac{[H_3O^+][F^{−}]}{[HF]}}$


5. Tetapan Ionisasi Basa (K_b)

Tetapan ionisasi asam sebenarnya adalah pemendekan istilah dari tetapan kesetimbangan yang diperoleh dari reaksi ionisasi larutan basa lemah.

Basa lemah tidak dapat terionisasi secara total, yang terionisasi hanya sebagian dan terdapat kesetimbangan sebagaimana reaksi berikut.

$\ce{NH3($aq$) + H2O($l$) <=> NH4+($aq$) + OH^{−}($aq$)}$

$\mathsf{K =\dfrac{[NH_4^+][OH^{−}]}{[H_2O][NH_3]}}$

$\mathsf{K[H_2O]=\dfrac{[NH_4^+][OH^{−}]}{[NH_3]}}$

Karena $\mathsf{[H_2O]}$ jumlahnya berlebih dan dianggap konstan, kemudian K untuk ionisasi basa ini disimbolkan menjadi K_b:
$\mathsf{K_b = K[H_2O]}$

$\mathsf{K_b = \dfrac{[NH_4^+][OH^{−}]}{[NH_3]}}$







6. Tetapan Hidrolisis (K_h)

Tetapan hidrolisis juga sebenarnya adalah pemendekan istilah dari tetapan kesetimbangan yang diperoleh dari reaksi hidrolisis dari suatu garam. Reaksi hidrolisis adalah reaksi suatu spesi dengan air. Tidak semua spesi atau ion dapat bereaksi dengan air.

Pada pokok bahasan kesetimbangan asam/basa, kation dari basa lemah  atau anion dari asam lemah saja yang dapat bereaksi dengan air.

Hidrolisis garam dari kation dari basa lemah (BL) dan anion dari asam kuat (AK)
Spesi yang mengalami hidrolisis adalah kation disebut hidrolisis kation.

Misal garam amonium klorida (NH₄Cl) yang dapat mengalami hidrolisis adalah kation NH₄⁺
Reaksi hidrolisis kation NH₄⁺:
$\ce{NH4+($aq$) + H2O($l$) <=> NH4OH($aq$) + H^{+}($aq$)}$

$\mathsf{K =\dfrac{[NH_4OH][H^+]}{[NH_4^+][H_2O]}}$

$\mathsf{K[H_2O]=\dfrac{[NH_4OH][H^+]}{[NH_4^+]}}$

Karena $\mathsf{[H_2O]}$ jumlahnya berlebih dan dianggap konstan, kemudian K untuk hidrolisis garam ini disimbolkan menjadi K_h:
$\mathsf{K_h = K[H_2O]}$

$\mathsf{K_h = \dfrac{[NH_4OH][H^+]}{[NH_4^+]}}$


Hidrolisis garam dari kation dari basa kuat (BK) dan anion dari asam lemah (AL)
Spesi yang mengalami hidrolisis adalah anion disebut hidrolisis anion.

Misal garam amonium klorida (NaF) yang dapat mengalami hidrolisis adalah anion F^–
Reaksi hidrolisis anion F^–:
$\ce{F^{-}($aq$) + H2O($l$) <=> HF($aq$) + OH^{-}($aq$)}$

$\mathsf{K =\dfrac{[HF][OH^-]}{[F^-][H_2O]}}$

$\mathsf{K[H_2O]=\dfrac{[HF][OH^-]}{[F^-]}}$

Karena $\mathsf{[H_2O]}$ jumlahnya berlebih dan dianggap konstan, kemudian K untuk hidrolisis garam ini disimbolkan menjadi K_h:
$\mathsf{K[H_2O] = K_h }$

$\mathsf{K_h = \dfrac{[HF][OH^-]}{[F^-]}}$

Hubungan K_h, K_a, K_b, K_w
Untuk pasangan larutan asam lemah dengan basa konjugasi atau basa lemah dengan asam konjugasinya berlaku:

$\mathsf{K_a \times K_b = K_w}$

Ini digunakan bila K_a suatu asam lemah diketahui, maka K_b basa konjugatnya dapat dihitung dengan rumus tersebut. Atau sebaliknya bila K_b basa lemah diketahui, maka K_a asam konjugatnya dapat dihitung dengan rusum itu juga.

Dalam hidrolisis anion dari garam (hidrolisis parsial/sebagian) berlaku hubungan:
$\mathsf{K_h  = \dfrac{K_w}{K_a}}$

Dalam hidrolisis kation dari garam (hidrolisis parsial/sebagian) berlaku hubungan:
$\mathsf{K_h  = \dfrac{K_w}{K_b}}$

Dalam hidrolisis kation dan anion dari garam (hidrolisis total) berlaku hubungan:
$\mathsf{K_h  = \dfrac{K_w}{K_a \times K_b}}$



7. Tetapan Hasil Kali Kelarutan (K_sp)
Sebenarnya semua tetapan kesetimbangan memang merupakan hasil kali konsentrasi hasil reaksi dan beberapa juga merupakan hasil kali hasil reaksi dibagi hasil kali konsentrasi pereaksi, hanya tidak digunakan istilah hasil kali.

Tetapan kesetimbangan reaksi ionisasi garam atau basa yang sukar larut, atau larut dengan jumlah sedikit disebut tetapan hasil kali kelarutan (K_sp).

Simbol subskrip/indeks sp itu berasal dari kata solubility product yang tidak lain artinya hasil kali kelarutan, atau hasil kali dari konsentrasi ion-ion yang dapat larut saja.

Contoh reaksi: $\ce{Ba(OH)2($s$) <=> Ba^{2+}($aq$) + 2OH^{-}($aq$)}$

$\mathsf{K =\dfrac{[Ba^{2+}][OH^{−}]^2}{[Ba(OH)_2]}}$

Karena $\mathsf{Ba(OH)_2}$ berwujud padat dianggap konstan jumlahnya, kemudian K untuk penguraian jenis garam atau basa yang sukar larut ini disimbolkan menjadi K_sp:

$\mathsf{K_{sp} = [Ba^{2+}][OH^{−}]^2}$

Secara umum K_sp dari reaksi penguraian larutan garam atau basa yang sukar larut dapat diperoleh berdasarkan persamaan reaksi berikut:
$\ce{A_{x}B_{y}($s$) <=> xA^{y+}($aq$) + yB^{x-}($aq$)}$

$\mathsf{K_{sp} = [A^{y+}]^{x} {.} [B^{x−}]^y}$

Bila zat yang sukar larut adalah suatu basa maka terdapat hubungan antara pH dengan Ksp.

8. Tetapan Reaksi Pembentukan (K_f)
Pada pembentukan ion kompleks yang melibatkan ion dari garam yang sukar larut akan berlaku hubungan sebagai berikut.

K = K_sp × K_f
K = tetapan kesetimbangan
K_sp = tetapan hasil kali kelarutan garam atau basa sukar larut
K_f = tetapan pembentukan senyawa kompleks

Contoh 8a:
Terdapat reaksi pembentukan ion kompleks sebagai berikut:
$\ce{Zn^2+($aq$) + 4NH3($aq$) <=> Zn(NH_3)_4^2+($aq$)}$

Tetapan kesetimbangan reaksi pembentukan ion kompleks (K_f) yang diketahui dari data percobaan dapat digunakan untuk menghitung konsentrasi zat-zat yang terlibat dalam reaksi pembentukan tersebut bila zat tertentu diketahui konsentrasinya.

Rumus yang digunakan:
$\mathsf{K_f = \dfrac{[Zn(NH_3)_4^{2+}]}{[Zn^{2+}][NH_3]^4}}$


Bila diketahui data K_sp dari zat masih memiliki hubungan stoikiometri dengan reaksi pembentukan ion kompleks itu maka dari data K_sp dan K_f ini dapat pula digunakan menentukan nilai tetapan kesetimbangan.

Contoh 8b:
Tentukan nilai K untuk reaksi:

$\ce{Zn(OH)2($s$) + 4NH3($aq$) <=> Zn(NH3)4^2+($aq$) + 2OH^{–}($aq$)}$

diketahui: $\ce{K_{sp}~Zn(OH)2}$ = 4.10^–17 dan $\ce{K_{f}~Zn(NH_3)_4^2+}$ = 4.10⁸

Penyelesaian:
Dalam reaksi kesetimbangan pada contoh soal 8b ini merupakan hasil penjumlahan reaksi penguraian $\ce{Zn(OH)2}$ dan reaksi pembentukan $\ce{Zn(NH_3)_4^2+ }$. Persamaannya sebagai berikut.

$\begin{align}
\ce{Zn(OH)2($s$) ~&<=> \cancel{Zn^2+}($aq$) + 2OH^{–}($aq$)...K_{sp}~Zn(OH)2\\
\cancel{Zn^2+}($aq$) + 4NH3($aq$)~ &<=> Zn(NH3)4^2+($aq$)...K_{f}~Zn(NH_3)_4^2+\\
\hline
Zn(OH)2($s$) + 4NH3($aq$)~ &<=> Zn(NH3)4^2+($aq$) + 2OH^{–}($aq$)...K~=~K_{sp}*K_{f}}\end{align}$

K = K_sp . K_f
K = (4.10^–17)(4.10⁸)
K = 1,6.10^–8

Referensi: Chemistry-Principles and Reaction, 7th, Masterton-Hurley-Neth