Materi Kimia: Kesetimbangan Kimia

Kesetimbangan kimia merupakan salah satu konsep paling fundamental dalam kimia yang menjelaskan mengapa banyak reaksi tidak berlangsung sempurna hingga habis, tetapi justru berhenti pada kondisi tertentu dimana reaktan dan produk tetap ada bersama-sama.

Pemahaman mendalam tentang kesetimbangan kimia sangat krusial karena menjelaskan fenomena mulai dari tingkat biologis (seperti pengangkutan oksigen oleh hemoglobin dalam darah), proses industri skala besar (seperti sintesis amonia dan asam sulfat), hingga fenomena lingkungan (seperti kelarutan gas dalam air laut dan pembentukan hujan asam).

A. Konsep Dasar Kesetimbangan Dinamis

Kesetimbangan kimia adalah keadaan ketika laju reaksi maju sama dengan laju reaksi balik, sehingga konsentrasi semua zat yang terlibat tetap konstan. Namun, ini bukanlah keadaan statis melainkan dinamis, karena reaksi terus berlangsung di kedua arah dengan laju yang sama.

Definisi Kesetimbangan Dinamis

Keadaan dalam sistem tertutup:

1. Laju reaksi maju sama dengan laju reaksi balik
2. Tidak ada perubahan konsentrasi zat-zat yang terlibat (secara makroskopis)
3. Reaksi terus berlangsung di tingkat molekuler (dinamis)

Ciri-ciri Reaksi Reversibel

Reaksi reversibel adalah reaksi yang dapat berlangsung dalam dua arah. Dalam notasi kimia, ditunjukkan dengan panah dua arah (⇌).

Contoh reaksi reversibel:

N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g)

Dinitrogen tetroksida (tak berwarna) terurai menjadi nitrogen dioksida (coklat), dan sebaliknya nitrogen dioksida dapat bergabung membentuk dinitrogen tetroksida.

Syarat Terbentuknya Kesetimbangan Kimia

• Sistem tertutup: Tidak ada pertukaran materi dengan lingkungan
• Suhu konstan: Karena kesetimbangan bergantung pada suhu
• Reaksi reversibel: Dapat berlangsung dalam dua arah
• Laju reaksi maju dan balik sama: Dicapai setelah waktu tertentu

Representasi Grafik Kesetimbangan

Pada grafik konsentrasi vs waktu, saat sistem mencapai kesetimbangan:

• Konsentrasi reaktan dan produk menjadi konstan (garis datar)
• Laju reaksi maju dan balik sama besar (ditunjukkan oleh kemiringan kurva yang sama)
• Titik kesetimbangan tercapai ketika kedua kurva reaktan dan produk stabil

Penting: Kesetimbangan kimia bersifat dinamis, bukan statis. Pada tingkat mikroskopis, molekul-molekul terus bereaksi, tetapi pada tingkat makroskopis tidak terlihat perubahan karena laju pembentukan dan penguraian sama.

B. Konstanta Kesetimbangan, K_c

Konstanta kesetimbangan (K_c) adalah nilai numerik yang menyatakan perbandingan konsentrasi produk dan reaktan pada keadaan setimbang. Untuk reaksi umum:

aA + bB ⇌ cC + dD

Ekspresi K_c didefinisikan sebagai:

$$K_c = \frac{[C]^c [D]^d}{[A]^a [B]^b}$$

Karakteristik K_c

• Nilai K_c konstan pada suhu tertentu
• Hanya bergantung pada suhu, tidak pada konsentrasi awal atau tekanan
• Satuan K_c bergantung pada stoikiometri reaksi
• Nilai K_c > 1: produk lebih dominan pada kesetimbangan
• Nilai K_c < 1: reaktan lebih dominan pada kesetimbangan

Penulisan Ekspresi K_c

Aturan penulisan ekspresi K_c:

1. Hanya zat dalam fasa gas (g) atau larutan (aq) yang dimasukkan
2. Zat padat (s) dan cair murni (l) tidak dimasukkan karena konsentrasinya konstan
3. Konsentrasi dipangkatkan dengan koefisien stoikiometri

Contoh 1: Reaksi sederhana

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

Ekspresi K_c:

$$K_c = \frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3}$$

Contoh 2: Reaksi dengan fasa berbeda

CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g)

Ekspresi K_c (hanya zat gas dan larutan):

$$K_c = \frac{[CaO][CO_2]}{[CaCO_3]}$$

Atau untuk reaksi ini biasa ditulis sebagai K_c = [CO₂]

Perhitungan K_c dari Data Eksperimen

Langkah-langkah perhitungan K_c:

1. Tulis persamaan reaksi setara
2. Buat tabel ICE (Initial, Change, Equilibrium)
3. Masukkan data yang diketahui
4. Tentukan perubahan konsentrasi (biasanya menggunakan variabel x)
5. Hitung konsentrasi setimbang
6. Substitusi ke ekspresi K_c

Contoh Perhitungan:

Untuk reaksi: H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g)

Pada suhu tertentu, 1,00 mol H₂ dan 1,00 mol I₂ dicampur dalam wadah 1,00 L. Pada kesetimbangan, terdapat 1,56 mol HI. Hitung K_c.

Penyelesaian:

Konsentrasi awal: [H₂] = 1,00 M, [I₂] = 1,00 M, [HI] = 0 M

Spesies	H2	I2	HI
Initial (M)	1,00	1,00	0
Change (M)	-x	-x	+2x
Equilibrium (M)	1,00 - x	1,00 - x	2x

Diketahui [HI] setimbang = 1,56 M = 2x, sehingga x = 0,78 M

[H₂] setimbang = 1,00 - 0,78 = 0,22 M

[I₂] setimbang = 1,00 - 0,78 = 0,22 M

$$K_c = \frac{[HI]^2}{[H_2][I_2]} = \frac{(1,56)^2}{(0,22)(0,22)} = \frac{2,4336}{0,0484} = 50,2$$

Jadi, K_c = 50,2 (tanpa satuan)

Penyederhanaan Perhitungan (Asumsi x kecil)

Jika nilai K_c sangat kecil (biasanya < 10^-3), perubahan konsentrasi (x) dapat diabaikan terhadap konsentrasi awal. Ini menyederhanakan perhitungan secara signifikan.

Contoh: Untuk reaksi A ⇌ B dengan K_c = 1,8 × 10^-5 dan [A]_awal = 0,10 M

Asumsi x sangat kecil sehingga [A] setimbang ≈ 0,10 M

$$K_c = \frac{[B]}{[A]} \approx \frac{x}{0,10} = 1,8 \times 10^{-5} \Rightarrow x = 1,8 \times 10^{-6} M$$

Hubungan antara K_c dan Persamaan Reaksi

• Jika reaksi dibalik: K_{c, baru} = 1/K_{c, lama}
• Jika reaksi dikali n: K_{c, baru} = (K_{c, lama})ⁿ
• Jika reaksi dijumlah: K_{c, total} = K_c1 × K_c2

C. Konstanta Kesetimbangan Bertekanan Parsial, K_p

Untuk reaksi yang melibatkan fasa gas, lebih mudah menggunakan tekanan parsial daripada konsentrasi. Konstanta kesetimbangan berdasarkan tekanan parsial dinyatakan sebagai K_p.

Definisi Tekanan Parsial

Tekanan parsial suatu gas dalam campuran adalah tekanan yang akan diberikan oleh gas tersebut jika menempati volume sendirian pada suhu yang sama. Menurut Hukum Dalton:

$$P_{gas} = \chi_{gas} \times P_{total}$$

dimana P_total adalah tekanan total campuran dan χ (chi) adalah fraksi mol.

Ekspresi K_p untuk Reaksi Umum

Untuk reaksi: aA(g) + bB(g) ⇌ cC(g) + dD(g)

$$K_p = \frac{(P_C)^c (P_D)^d}{(P_A)^a (P_B)^b}$$

Contoh: Reaksi Sintesis Amonia

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

Ekspresi K_p:

$$K_p = \frac{(P_{NH_3})^2}{(P_{N_2})(P_{H_2})^3}$$

Hubungan antara K_p dan K_c

Untuk reaksi dalam fasa gas, K_p dan K_c dihubungkan oleh persamaan:

$$K_p = K_c (RT)^{\Delta n}$$

dimana:

• R = konstanta gas ideal = 0,0821 L·atm·mol^-1·K^-1
• T = suhu dalam Kelvin (K)
• Δn = (jumlah mol produk gas) - (jumlah mol reaktan gas)

Contoh Perhitungan:

Untuk reaksi: N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g)

Pada 298 K, K_c = 0,125. Hitung K_p.

Penyelesaian:

Δn = 2 - 1 = 1

T = 298 K

R = 0,0821 L·atm·mol^-1·K^-1

$$K_p = K_c (RT)^{\Delta n} = 0,125 \times (0,0821 \times 298)^1 = 0,125 \times 24,4658 = 3,06$$

Perhitungan K_p dari Data Eksperimen

Langkah-langkah perhitungan K_p:

1. Tentukan tekanan parsial masing-masing gas dari fraksi mol dan tekanan total
2. Substitusi ke ekspresi K_p
3. Hitung nilai numerik K_p

Contoh:

Untuk reaksi: 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g)

Pada kesetimbangan, tekanan total = 2,00 atm. Fraksi mol masing-masing gas:

• χ_SO2 = 0,200
• χ_O2 = 0,300
• χ_SO3 = 0,500

Hitung K_p.

Penyelesaian:

Hitung tekanan parsial:

P_SO2 = 0,200 × 2,00 atm = 0,400 atm

P_O2 = 0,300 × 2,00 atm = 0,600 atm

P_SO3 = 0,500 × 2,00 atm = 1,000 atm

$$K_p = \frac{(P_{SO_3})^2}{(P_{SO_2})^2 (P_{O_2})} = \frac{(1,000)^2}{(0,400)^2 (0,600)} = \frac{1,000}{0,160 \times 0,600} = \frac{1,000}{0,096} = 10,4$$

Satuan K_p

Satuan K_p bergantung pada nilai Δn:

Δn	Satuan Kp (jika tekanan dalam atm)	Contoh Reaksi
0	Tidak bersatuan	H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
1	atm1	N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
-1	atm-1	N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
2	atm2	2O3(g) ⇌ 3O2(g)

Penting dalam Cambridge: Siswa harus mampu menghubungkan K_p dan K_c menggunakan persamaan K_p = K_c(RT)^Δn, serta menghitung tekanan parsial dari fraksi mol dan tekanan total.

D. Faktor yang Mempengaruhi Posisi Kesetimbangan: Prinsip Le Chatelier

Prinsip Le Chatelier

"Jika suatu sistem dalam kesetimbangan dikenai gangguan (perubahan kondisi), sistem akan bergeser untuk mengurangi pengaruh gangguan tersebut."

1. Pengaruh Perubahan Konsentrasi

Jika konsentrasi suatu zat dalam sistem kesetimbangan diubah:

• Menambah konsentrasi reaktan: Kesetimbangan bergeser ke kanan (ke arah produk)
• Mengurangi konsentrasi reaktan: Kesetimbangan bergeser ke kiri (ke arah reaktan)
• Menambah konsentrasi produk: Kesetimbangan bergeser ke kiri
• Mengurangi konsentrasi produk: Kesetimbangan bergeser ke kanan

Contoh: Untuk reaksi Fe³⁺(aq) + SCN^-(aq) ⇌ FeSCN²⁺(aq) (berwarna merah)

• Jika ditambah Fe³⁺: warna merah semakin tua (geser ke kanan)
• Jika ditambah NaOH (mengikat Fe³⁺): warna memudar (geser ke kiri)

Catatan: Perubahan konsentrasi tidak mengubah nilai K_c atau K_p, hanya mengubah posisi kesetimbangan.

2. Pengaruh Perubahan Tekanan (Hanya untuk Sistem Gas)

Perubahan tekanan hanya berpengaruh jika jumlah mol gas berbeda antara reaktan dan produk (Δn ≠ 0).

Perubahan Tekanan	Arah Pergeseran (jika Δn ≠ 0)	Contoh: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Tekanan dinaikkan	Bergeser ke arah dengan jumlah mol gas lebih kecil	Δn = 2 - 4 = -2, jadi bergeser ke kanan (ke NH3)
Tekanan diturunkan	Bergeser ke arah dengan jumlah mol gas lebih besar	Bergeser ke kiri (ke N2 dan H2)
Δn = 0	Tidak ada pergeseran	H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g) (tidak terpengaruh tekanan)

Mekanisme: Perubahan tekanan biasanya dilakukan dengan mengubah volume. Jika volume diperkecil (tekanan naik), sistem bergeser ke arah dengan mol gas lebih kecil untuk mengurangi tekanan.

3. Pengaruh Perubahan Suhu

Suhu adalah satu-satunya faktor yang dapat mengubah nilai konstanta kesetimbangan (K_c atau K_p).

Tipe Reaksi	Kenaikan Suhu	Penurunan Suhu	Pengaruh pada K
Eksotermik (ΔH < 0)	Bergeser ke kiri (ke reaktan)	Bergeser ke kanan (ke produk)	K menurun jika T naik
Endotermik (ΔH > 0)	Bergeser ke kanan (ke produk)	Bergeser ke kiri (ke reaktan)	K meningkat jika T naik

Contoh Kuantitatif:

Untuk reaksi eksotermik: N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)   ΔH = -92 kJ/mol

Pada 25°C, K_p = 6,8 × 10⁵

Pada 450°C, K_p = 6,6 × 10^-3

Terlihat bahwa K_p menurun drastis dengan kenaikan suhu (reaksi eksotermik).

Hubungan Suhu dan K (Persamaan van't Hoff):

$$\ln\left(\\frac{K_2}{K_1}\right) = -\frac{\Delta H^\circ}{R} \left(\frac{1}{T_2} - \frac{1}{T_1}\right)$$

dimana:

• K₁ dan K₂ adalah konstanta kesetimbangan pada T₁ dan T₂
• ΔH° = perubahan entalpi standar (J/mol)
• R = 8,314 J·mol^-1·K^-1

4. Pengaruh Katalis

Katalis tidak mengubah posisi kesetimbangan atau nilai K!

Katalis hanya mempercepat tercapainya kesetimbangan dengan menurunkan energi aktivasi untuk reaksi maju dan balik secara proporsional.

Contoh dalam Industri: Proses Haber untuk sintesis amonia

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)   ΔH = -92 kJ/mol

Kondisi optimum:

• Suhu: 450°C (kompromi antara kinetika dan kesetimbangan)
• Tekanan: 200 atm (tinggi untuk menggeser ke produk)
• Katalis: Besi (Fe) dengan promotor K₂O dan Al₂O₃

Suhu relatif tinggi diperlukan untuk laju reaksi yang cukup, meskipun kesetimbangan lebih menguntungkan pada suhu rendah (reaksi eksotermik).

5. Pengaruh Penambahan Gas Inert pada Volume Tetap vs Tekanan Tetap

Kondisi	Pengertian	Pengaruh pada Kesetimbangan
Volume tetap	Gas inert ditambah, volume wadah tetap	Tidak ada pergeseran (tekanan parsial gas reaktan tidak berubah)
Tekanan tetap	Gas inert ditambah, tekanan total dijaga tetap dengan memperbesar volume	Bergeser ke arah dengan mol gas lebih besar (karena volume bertambah)

Ringkasan Prinsip Le Chatelier

Faktor	Pergeseran Kesetimbangan	Pengaruh pada K
Konsentrasi ↑ reaktan	→ Produk	Tidak berubah
Konsentrasi ↑ produk	→ Reaktan	Tidak berubah
Tekanan ↑ (Δn ≠ 0)	→ Arah mol gas lebih kecil	Tidak berubah
Suhu ↑ (reaksi eksotermik)	→ Reaktan	K menurun
Suhu ↑ (reaksi endotermik)	→ Produk	K meningkat
Penambahan katalis	Tidak bergeser	Tidak berubah

E. Kesetimbangan Heterogen

Definisi Kesetimbangan Heterogen

Kesetimbangan yang melibatkan zat-zat dalam fasa yang berbeda (misalnya padat-gas, padat-cair, cair-gas, atau kombinasi ketiganya).

Aturan Penulisan Ekspresi K_c dan K_p untuk Sistem Heterogen

Aturan Penting: Konsentrasi zat murni dalam fasa padat (s) atau cairan murni (l) tidak dimasukkan dalam ekspresi K_c atau K_p karena nilainya konstan.

Contoh 1: Dekomposisi Kalsium Karbonat

CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g)

Ekspresi K_c: K_c = [CO₂]

Ekspresi K_p: K_p = P_CO2

Penjelasan: CaCO₃ dan CaO adalah padatan murni, konsentrasinya konstan dan digabungkan ke dalam nilai K.

Contoh 2: Reaksi Logam dengan Ion

Zn(s) + Cu²⁺(aq) ⇌ Zn²⁺(aq) + Cu(s)

Ekspresi K_c: K_c = [Zn²⁺]/[Cu²⁺]

Penjelasan: Zn dan Cu adalah padatan murni, tidak dimasukkan dalam ekspresi.

Contoh 3: Sistem Cair-Gas

H₂O(l) ⇌ H₂O(g)

Ekspresi K_p: K_p = P_H2O

Penjelasan: H₂O(l) adalah cairan murni, tidak dimasukkan. Tekanan uap air adalah konstan pada suhu tertentu.

Perhitungan untuk Sistem Heterogen

Contoh Perhitungan 1:

Pada 1073 K, tekanan CO₂ dalam kesetimbangan dengan CaCO₃(s) dan CaO(s) adalah 2,24 × 10⁴ Pa. Hitung K_p dan K_c.

Penyelesaian:

CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂(g)

K_p = P_CO2 = 2,24 × 10⁴ Pa

Untuk mengonversi ke atm: 1 atm = 1,013 × 10⁵ Pa

P_CO2 = (2,24 × 10⁴) / (1,013 × 10⁵) = 0,221 atm

Jadi K_p = 0,221 atm

Menghitung K_c:

Δn = 1 (hanya CO₂ sebagai gas)

T = 1073 K

R = 0,0821 L·atm·mol^-1·K^-1

$$K_c = \frac{K_p}{(RT)^{\Delta n}} = \frac{0,221}{(0,0821 \times 1073)^1} = \frac{0,221}{88,1} = 2,51 \times 10^{-3} \, \text{mol/L}$$

Aplikasi Penting Kesetimbangan Heterogen

1. Proses Kontak (Produksi Asam Sulfat)

2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g)

Katalis: V₂O₅ (padat)

Sistem: Gas dengan katalis padat (heterogen)

Kondisi: Suhu ≈ 450°C, tekanan ≈ 1-2 atm

Catatan: Meskipun katalisnya padat, hanya gas yang dimasukkan dalam K_p:

$$K_p = \frac{(P_{SO_3})^2}{(P_{SO_2})^2 (P_{O_2})}$$

2. Proses Haber (Sudah dibahas)

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)

Katalis: Fe(s) dengan promotor

Meskipun katalis padat, sistem dianggap homogen untuk perhitungan K karena hanya gas yang terlibat dalam ekspresi kesetimbangan.

3. Pelarutan Garam Sukar Larut (K_sp)

Ini adalah kasus khusus kesetimbangan heterogen yang sangat penting:

AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl^-(aq)

K_sp (produk kelarutan): K_sp = [Ag⁺][Cl^-]

AgCl(s) tidak dimasukkan dalam ekspresi karena konsentrasinya konstan.

Pengaruh Luas Permukaan pada Kesetimbangan Heterogen

Penting: Untuk reaksi heterogen yang melibatkan padatan, luas permukaan kontak mempengaruhi laju mencapai kesetimbangan tetapi tidak mempengaruhi posisi kesetimbangan atau nilai K.

Padatan bubuk halus akan mencapai kesetimbangan lebih cepat daripada padatan berbongkahan besar, tetapi konsentrasi/tekanan setimbang akhirnya sama.

F. Penerapan Industri

Prinsip kesetimbangan kimia sangat penting dalam industri kimia untuk memaksimalkan hasil produk dengan biaya minimal. Pilihan kondisi operasi selalu merupakan kompromi antara:

• Faktor kesetimbangan: Kondisi yang menghasilkan hasil maksimum secara termodinamika
• Faktor kinetika: Laju reaksi yang cukup cepat untuk produksi praktis
• Faktor ekonomi: Biaya energi, peralatan, dan operasi
• Faktor keamanan: Tekanan dan suhu yang aman

---

1. Proses Haber untuk Sintesis Amonia

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g)   ΔH = -92 kJ·mol^-1

Kondisi Ideal (Kesetimbangan)	Kondisi Nyata (Industri)	Alasan Penyimpangan
Suhu rendah (karena eksotermik)	450°C (723 K)	Laju reaksi terlalu lambat di bawah 400°C Katalis besi aktif optimal sekitar 450°C
Tekanan tinggi (karena Δn = -2)	200 atm	Biaya konstruksi reaktor tekanan tinggi mahal Risiko keselamatan meningkat di atas 300 atm
Rasio N2:H2 = 1:3	1:3 (tepat)	Stoikiometri tepat untuk hasil maksimum
Katalis tidak diperlukan untuk kesetimbangan	Katalis Fe dengan promotor Al2O3, K2O	Mempercepat mencapai kesetimbangan (faktor kinetika)

Data Kuantitatif:

Pada 200 atm dan rasio N₂:H₂ = 1:3:

• Pada 400°C: %NH₃ ≈ 35%
• Pada 450°C: %NH₃ ≈ 25%
• Pada 500°C: %NH₃ ≈ 15%

Dipilih 450°C karena memberikan kompromi terbaik antara %hasil (25%) dan laju reaksi yang cukup.

Recycle System

Amonia yang terbentuk dipisahkan dengan pencairan (karena titik didih NH₃ lebih tinggi dari N₂ dan H₂). Gas N₂ dan H₂ yang tidak bereaksi dikembalikan (recycle) ke reaktor untuk meningkatkan hasil keseluruhan menjadi >95%.

2. Proses Kontak untuk Asam Sulfat

2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g)   ΔH = -197 kJ·mol^-1

Kondisi Ideal	Kondisi Industri	Alasan
Suhu rendah (eksotermik kuat)	450°C	Laju reaksi cukup dengan katalis V2O5
Tekanan tinggi (Δn = -1)	1-2 atm (hampir tekanan atmosfer)	Hasil sudah tinggi (99,5%) pada suhu ini Tekanan tinggi tidak memberikan peningkatan signifikan Menghemat biaya peralatan
Rasio O2 berlebih	Udara berlebih (O2 > stoikiometri)	Menggeser kesetimbangan ke kanan, lebih murah menggunakan udara berlebih daripada tekanan tinggi

Data Kuantitatif:

Dengan katalis V₂O₅ pada 450°C dan tekanan 1 atm:

• Konversi SO₂ ke SO₃ ≈ 99,5%
• SO₃ kemudian direaksikan dengan H₂SO₄ pekat membentuk oleum (H₂S₂O₇)
• Oleum diencerkan dengan air menjadi H₂SO₄

3. Produksi Metanol

CO(g) + 2H₂(g) ⇌ CH₃OH(g)   ΔH = -91 kJ·mol^-1

Kondisi	Nilai	Pertimbangan
Suhu	250-300°C	Lebih rendah dari proses Haber karena katalis Cu/ZnO/Al2O3 lebih aktif pada suhu rendah
Tekanan	50-100 atm	Δn = -2, jadi tekanan tinggi menguntungkan, tetapi lebih rendah dari proses Haber karena risiko keamanan dengan CO
Katalis	Cu/ZnO/Al2O3	Sangat aktif pada suhu relatif rendah

4. Oksidasi Nitrogen untuk Asam Nitrat (Proses Ostwald)

4NH₃(g) + 5O₂(g) ⇌ 4NO(g) + 6H₂O(g)   ΔH = -905 kJ·mol^-1

Kondisi: 900°C, 5-10 atm, katalis Pt-Rh

Pertimbangan: Suhu tinggi diperlukan untuk laju reaksi yang cukup, meskipun reaksi sangat eksotermik. Tekanan sedang meningkatkan hasil dan laju.

NO yang dihasilkan kemudian dioksidasi lebih lanjut:

2NO(g) + O₂(g) ⇌ 2NO₂(g)   ΔH = -114 kJ·mol^-1

NO₂ kemudian direaksikan dengan air membentuk HNO₃.

Analisis Kompromi Industri Secara Umum

Tabel Kompromi Kondisi Industri

Faktor	Pengaruh pada Kesetimbangan	Pengaruh pada Laju	Pengaruh pada Biaya	Kompromi Industri
Suhu Tinggi	Mengurangi hasil untuk reaksi eksotermik	Meningkatkan laju	Biaya energi tinggi	Suhu optimum: cukup tinggi untuk laju praktis, cukup rendah untuk hasil ekonomis
Tekanan Tinggi	Meningkatkan hasil jika Δn < 0	Meningkatkan laju (konsentrasi lebih tinggi)	Biaya reaktor tinggi, risiko keselamatan	Tekanan optimum: pertimbangan ekonomi vs peningkatan hasil
Katalis	Tidak mempengaruhi	Meningkatkan laju dramatis	Biaya awal, tetapi menghemat biaya operasi	Selalu digunakan jika tersedia katalis selektif dan tahan lama
Reaktan Berlebih	Meningkatkan hasil reaktan pembatas	Meningkatkan laju	Biaya pemisahan dan recycle	Digunakan jika reaktan murah (seperti udara)

Perhitungan Ekonomi vs Hasil

Contoh Perhitungan Kompromi Suhu:

Untuk proses Haber pada 200 atm:

• Pada 400°C: Hasil 35%, tetapi laju 10 ton/hari (asumsi)
• Pada 450°C: Hasil 25%, tetapi laju 50 ton/hari
• Pada 500°C: Hasil 15%, tetapi laju 100 ton/hari

Analisis:

Meskipun hasil % lebih rendah pada 450°C dibanding 400°C, laju produksi 5× lebih tinggi. Dengan sistem recycle, hasil keseluruhan tetap tinggi. Jadi 450°C lebih ekonomis.

$$\text{Produksi efektif} = \text{\% hasil} \times \text{laju reaksi}$$

Efisiensi ekonomi maksimum pada 450°C.

Kesimpulan Penerapan Industri

Dalam industri, prinsip kesetimbangan kimia diterapkan dengan mempertimbangkan:

1. Kondisi optimum termodinamika untuk hasil maksimum
2. Kondisi optimum kinetika untuk laju praktis
3. Pertimbangan ekonomi (biaya energi, peralatan, operasi)
4. Teknik engineering seperti sistem recycle untuk meningkatkan hasil keseluruhan
5. Keamanan proses dan lingkungan

Pemahaman mendalam tentang kesetimbangan kimia memungkinkan insinyur kimia merancang proses yang efisien dan ekonomis.

Poin Penting

Dalam ujian, siswa harus mampu:

• Menjelaskan sifat dinamis kesetimbangan kimia
• Menulis ekspresi K untuk sistem homogen dan heterogen
• Menerapkan asumsi x kecil bila sesuai
• Melakukan perhitungan K_c dan K_p dari data eksperimen
• Memprediksi arah pergeseran kesetimbangan dengan prinsip Le Chatelier
• Menjelaskan pilihan kondisi industri dengan argumentasi termodinamika dan kinetika