Asas Le Chatelier: Meramalkan Tanggapan Kesetimbangan terhadap Perubahan

Gangguan mengubah Q atau K, dan sistem memulihkan kesetimbangan

Pada kesetimbangan, kuosien reaksi Q sama dengan tetapan kesetimbangan K. Suatu gangguan, yang sering disebut aksi, merusak kesamaan itu dengan salah satu dari dua cara. Menambah atau mengurangi suatu spesi, atau mengubah volume campuran gas, mengubah Q sementara K tetap. Mengubah suhu mengubah K itu sendiri. Bagaimanapun caranya, sistem kemudian bereaksi sampai Q kembali sama dengan K.

Jika Q sekarang lebih kecil daripada K, reaksi berjalan ke arah maju, menuju produk. Jika Q sekarang lebih besar daripada K, reaksi berjalan ke arah balik. Berpikir dengan cara ini lebih andal daripada slogan yang dihafal, karena cara ini juga memberi tahu Anda kapan sama sekali tidak terjadi pergeseran.

Kata sebagian itu penting. Sistem tidak pernah sepenuhnya membatalkan perubahan. Jika Anda menambahkan suatu pereaksi, konsentrasinya pada kesetimbangan yang baru tetap lebih tinggi daripada sebelum Anda menambahkannya.

Menambah atau mengurangi suatu spesi

Menambah pereaksi atau mengurangi produk menurunkan Q di bawah K, sehingga reaksi bergeser ke arah produk. Menambah produk atau mengurangi pereaksi menaikkan Q di atas K, sehingga reaksi bergeser ke arah pereaksi. Proses industri dan laboratorium terus-menerus memanfaatkan hal ini. Menyuling produk yang mudah menguap, membiarkan gas lepas, atau mengendapkan produk menjaga Q tetap di bawah K dan mendorong reaksi lebih jauh daripada yang dimungkinkan oleh K-nya saja.

Menambah padatan murni atau cairan murni tidak menggeser kesetimbangan. Zat-zat itu tidak muncul dalam Q, sehingga Q tidak berubah. Menambahkan CaCO₃(s) ke dalam wadah tertutup yang berada dalam kesetimbangan dengan CaO(s) dan CO₂(g) tidak mengubah tekanan CO₂.

Contoh soal: hidrogen tambahan dalam kesetimbangan hidrogen iodida

Subbab 13.3 OpenStax memberikan Kc = 50.0 pada 400 °C untuk H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2 HI(g). Misalkan suatu campuran kesetimbangan pada suhu itu memiliki [H₂] = [I₂] = 0.0150 mol/L. Maka [HI] = √(50.0 × 0.0150 × 0.0150) = 0.106 mol/L.

Sekarang H₂ disuntikkan sehingga [H₂] melonjak menjadi 0.0450 mol/L sebelum ada yang bereaksi. Q = (0.106)² / (0.0450 × 0.0150) = 16.7. Nilai itu lebih kecil dari 50.0, sehingga reaksi bergeser ke arah maju dan memakai sebagian H₂ yang ditambahkan.

Untuk mengetahui seberapa jauh pergeserannya, misalkan x mol/L H₂ bereaksi. Maka [H₂] = 0.0450 − x, [I₂] = 0.0150 − x, dan [HI] = 0.106 + 2x. Menetapkan (0.106 + 2x)² / [(0.0450 − x)(0.0150 − x)] = 50.0 dan menyelesaikan persamaan kuadratnya, dengan mempertahankan nilai antara yang belum dibulatkan, memberikan x = 0.00728. Akar yang masuk akal secara fisik adalah akar yang lebih kecil dari 0.0150, karena I₂ tidak dapat turun di bawah nol. Kesetimbangan yang baru memiliki [H₂] = 0.0377, [I₂] = 0.00772, dan [HI] = 0.121 mol/L.

Baca hasilnya dengan berpedoman pada asas itu. Sistem menghabiskan sekitar seperempat hidrogen yang ditambahkan, sehingga [H₂] berakhir pada 0.0377 mol/L, masih jauh di atas nilai semula 0.0150. Sementara itu, sekitar separuh iodin diubah menjadi HI. Menambahkan pereaksi yang murah untuk menghabiskan pereaksi yang mahal adalah cara baku untuk menaikkan hasil.

Memampatkan atau mengembangkan campuran gas

Memperkecil volume campuran gas menaikkan setiap konsentrasi dengan faktor yang sama. Apakah hal itu mengubah Q bergantung pada Δn, yaitu mol produk gas dikurangi mol pereaksi gas. Jika Δn negatif, pemampatan menurunkan Q dan reaksi bergeser ke arah jumlah molekul gas yang lebih sedikit. Jika Δn positif, pemampatan menaikkan Q dan reaksi bergeser ke arah pereaksi, yang lagi-lagi merupakan sisi dengan jumlah molekul gas lebih sedikit. Jika Δn nol, seperti pada H₂ + I₂ ⇌ 2 HI, pemampatan tidak mengubah Q dan tidak terjadi pergeseran.

Menaikkan tekanan total dengan menambahkan gas yang tidak reaktif seperti argon pada volume tetap tidak mengubah apa pun. Tekanan parsial dan konsentrasi gas-gas yang bereaksi tetap sama, sehingga Q tetap sama dengan K. Menambahkan gas inert pada tekanan tetap berbeda: wadahnya harus mengembang, yang berpengaruh sama dengan memperbesar volume.

Contoh soal: membagi dua volume campuran NO₂–N₂O₄

Untuk N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g) pada 25 °C, subbab 13.2 OpenStax menggambarkan campuran kesetimbangan dengan [N₂O₄] = 0.042 mol/L dan [NO₂] = 0.016 mol/L. Nilai-nilai ini memberikan Kc = (0.016)²/0.042 = 6.1 × 10⁻³.

Bagi dua volumenya pada suhu tetap. Kedua konsentrasi menjadi dua kali lipat, menjadi [N₂O₄] = 0.084 dan [NO₂] = 0.032 mol/L. Q = (0.032)²/0.084 = 1.22 × 10⁻², tepat dua kali Kc, karena suku NO₂ dikuadratkan. Q > K, sehingga sistem bergeser ke arah N₂O₄, sisi dengan satu mol gas alih-alih dua.

Misalkan y mol/L N₂O₄ terbentuk. Menyelesaikan (0.032 − 2y)²/(0.084 + y) = 6.1 × 10⁻³ memberikan y = 0.0044, sehingga kesetimbangan yang baru memiliki [NO₂] = 0.023 mol/L dan [N₂O₄] = 0.088 mol/L, sampai dua angka penting seperti datanya. NO₂ yang berwarna cokelat lebih pekat daripada sebelum pemampatan (0.023 dibandingkan 0.016 mol/L), sehingga gasnya tampak lebih gelap, tetapi bagian nitrogen yang berada dalam NO₂ sekarang lebih kecil: 12 persen dibandingkan 16 persen sebelumnya.

Suhu menggeser K itu sendiri

Suhu adalah satu-satunya perubahan umum yang mengubah nilai K. Untuk reaksi endoterm (ΔH > 0), K bertambah ketika suhu naik, sehingga pemanasan menggeser kesetimbangan ke arah produk. Untuk reaksi eksoterm (ΔH < 0), K berkurang ketika suhu naik, sehingga pemanasan menggesernya ke arah pereaksi. Cara yang berguna untuk mengingatnya adalah memperlakukan kalor sebagai pereaksi dalam reaksi endoterm dan sebagai produk dalam reaksi eksoterm.

Subbab 13.3 OpenStax memberikan ΔH = +57.20 kJ untuk N₂O₄(g) ⇌ 2 NO₂(g), sehingga menghangatkan campuran membuatnya makin cokelat. Besarnya perubahan dapat diperkirakan dengan persamaan van 't Hoff, ln(K₂/K₁) = −(ΔH°/R)(1/T₂ − 1/T₁). Persamaan ini diturunkan dari ΔG° = −RT ln K dan ΔG° = ΔH° − TΔS° jika ΔH° dan ΔS° kira-kira tetap.

Contoh soal. Dari 25 °C (298.15 K) sampai 50 °C (323.15 K), ln(K₂/K₁) = −(57 200 J/mol ÷ 8.314 J mol⁻¹ K⁻¹)(1/323.15 − 1/298.15) = 1.785, sehingga K₂/K₁ = 6.0. Dimulai dari Kp = Kc × RT = (6.1 × 10⁻³)(0.08206 × 298.15) = 0.15 pada 25 °C (Δn = 1, tekanan dalam atm), Kp pada 50 °C kira-kira 0.9. Kenaikan 25 derajat menaikkan tetapan kesetimbangan sekitar enam kali lipat.

Katalis tidak menggeser kesetimbangan. Katalis menurunkan energi aktivasi reaksi maju dan reaksi balik secara setara, sehingga kesetimbangan tercapai lebih cepat, tetapi K dan komposisi kesetimbangan tidak berubah.

Amonia Haber–Bosch: menyeimbangkan hasil dengan kecepatan

Sintesis amonia di industri, N₂(g) + 3 H₂(g) ⇌ 2 NH₃(g), menunjukkan bagaimana asas ini memandu pilihan nyata. Subbab 13.3 OpenStax memberikan ΔH = −92.2 kJ. Reaksinya eksoterm, sehingga suhu yang lebih rendah memberikan K yang lebih besar dan lebih banyak amonia pada kesetimbangan. Empat mol gas menjadi dua, sehingga tekanan tinggi juga menguntungkan pembentukan amonia.

Kesulitannya adalah kecepatan. Pada suhu rendah, reaksinya terlalu lambat untuk berguna. OpenStax menggambarkan kompromi yang dipakai: tekanan sekitar 150 sampai 250 atm, suhu 400 sampai 500 °C dengan katalis agar lajunya tetap praktis, dan pengeluaran amonia secara terus-menerus dari campuran agar Q tetap di bawah K. Suhu dipilih demi laju, dengan mengorbankan K yang lebih kecil, dan kondisi-kondisi lainnya memulihkan hasil sebanyak mungkin.

Ramalan Le Chatelier yang keliru

Ketika suatu ramalan terasa meragukan, tulis Q, ubah besaran yang dimaksud, dan bandingkan Q yang baru dengan K. Pemeriksaan itu menyelesaikan hampir setiap kasus di bawah ini.

• Mengatakan K berubah ketika konsentrasi atau volume berubah. Hanya suhu yang mengubah K.
• Meramalkan pergeseran setelah memampatkan reaksi dengan Δn = 0, seperti H₂ + I₂ ⇌ 2 HI.
• Meramalkan pergeseran setelah menambahkan gas inert pada volume tetap.
• Meramalkan pergeseran setelah menambahkan padatan murni atau cairan murni.
• Mengklaim bahwa katalis menaikkan hasil kesetimbangan. Katalis hanya mempercepat tercapainya kesetimbangan.
• Menganggap sistem sepenuhnya meniadakan perubahan. Pereaksi yang ditambahkan berakhir di atas konsentrasi semulanya.
• Menghitung semua mol, bukan hanya mol gas, ketika menentukan pengaruh perubahan tekanan.