Konstanta kesetimbangan

Konstanta kesetimbangan dari suatu reaksi kimia adalah nilai dari hasil bagi reaksinya pada kesetimbangan kimia, suatu keadaan yang didekati oleh sistem kimia dinamis setelah waktu yang cukup telah berlalu di mana komposisinya tidak memiliki kecenderungan terukur terhadap perubahan lebih lanjut. Untuk satu set kondisi reaksi tertentu, konstanta kesetimbangan tidak bergantung terhadap konsentrasi analitis awal dari spesi reaktan dan produk dalam campuran. Dengan demikian, dengan adanya konsentrasi awal dari suatu sistem, nilai konstanta kesetimbangan yang diketahui dapat digunakan untuk menentukan komposisi sistem pada kesetimbangan. Namun, parameter reaksi seperti suhu, pelarut, dan kekuatan ionik dapat mempengaruhi nilai konstanta kesetimbangan.

Pengetahuan mengenai konstanta kesetimbangan sangat penting untuk memahami berbagai macam sistem kimia, serta proses biokimia seperti transportasi oksigen oleh hemoglobin dalam darah dan homeostasis asam–basa dalam tubuh manusia.

Konstanta kestabilan, konstanta pembentukan, konstanta pengikatan, konstanta asosiasi, dan konstanta disosiasi semuanya merupakan jenis konstanta kesetimbangan.

Definisi dan sifat dasar

Untuk suatu sistem yang mengalami reaksi dapat-balik (reversible) yang dijelaskan melalui persamaan reaksi

\alpha \,\mathrm {A} +\beta \,\mathrm {B} +\cdots \rightleftharpoons \rho \,\mathrm {R} +\sigma \,\mathrm {S} +\cdots

suatu konstanta kesetimbangan dinamis, dinyatakan sebagai K^$\ominus$, didefinisikan sebagai nilai hasil bagi reaksi Q_t ketika reaksi maju dan mundur terjadi pada laju yang sama. Pada kesetimbangan kimia, komposisi kimia campuran tidak berubah seiring waktu dan perubahan energi bebas Gibbs $\Delta G$ untuk reaksi tersebut adalah nol. Jika komposisi campuran pada kesetimbangan diubah dengan penambahan beberapa pereaksi, posisi kesetimbangan baru akan tercapai, dengan waktu yang cukup. Suatu konstanta kesetimbangan yang terkait dengan komposisi campuran pada kesetimbangan melalui ^[1]^[2]

K^{\ominus }={\frac {\mathrm {\{R\}} ^{\rho }\mathrm {\{S\}} ^{\sigma }...}{\mathrm {\{A\}} ^{\alpha }\mathrm {\{B\}} ^{\beta }...}}={\frac {{[\mathrm {R} ]}^{\rho }{[\mathrm {S} ]}^{\sigma }...}{{[\mathrm {A} ]}^{\alpha }{[\mathrm {B} ]}^{\beta }...}}\times \Gamma

\Gamma ={\frac {\gamma _{R}^{\rho }\gamma _{S}^{\sigma }...}{\gamma _{A}^{\alpha }\gamma _{B}^{\beta }...}}

di mana {X} menyatakan aktivitas termodinamika dari pereaksi X pada kesetimbangan, [X] menyatakan konsentrasinya, dan γ adalah koefisien aktivitasnya. Jika diasumsikan bahwa persamaan koefisien aktivitas, $\Gamma$ , adalah konstan dalam berbagai kondisi eksperimen, seperti pH, maka konstanta kesetimbangan dapat diturunkan sebagai persamaan konsentrasi.

\mathrm {K} _{c}=K^{\ominus }/\Gamma ={\frac {{[\mathrm {R} ]}^{\rho }{[\mathrm {S} ]}^{\sigma }...}{{[\mathrm {A} ]}^{\alpha }{[\mathrm {B} ]}^{\beta }...}}

Suatu konstanta kesetimbangan terkait dengan energi bebas Gibbs perubahan reaksi standar $\Delta G^{\ominus }$ melalui

\Delta G^{\ominus }=-RT\ln K^{\ominus }

,

di mana R adalah konstanta gas universal, T adalah suhu dalam Kelvin, dan ln adalah logaritma alami. Ekspresi ini menunjukkan bahwa $K^{\ominus }$ haruslah merupakan angka murni dan tidak berdimensi, karena logaritma hanya dapat diterapkan pada angka murni. $K_{c}$ haruslah angka murni pula. Di sisi lain, persamaan reaksi pada kesetimbangan

{\frac {{[\mathrm {R} ]}^{\rho }{[\mathrm {S} ]}^{\sigma }...}{{[\mathrm {A} ]}^{\alpha }{[\mathrm {B} ]}^{\beta }...}}(eq)

.

memang memiliki dimensi konsentrasi yang dinaikkan ke beberapa kekuatan (lihat #Dimensionalitas, di bawah). Persamaan reaksi seperti itu sering disebut, dalam literatur biokimia, sebagai konstanta kesetimbangan.

Untuk campuran kesetimbangan gas, konstanta kesetimbangan dapat didefinisikan dalam tekanan parsial atau fugasitas.

Suatu konstanta kesetimbangan memiliki keterkaitan dengan konstanta laju reaksi maju dan mundur, k_f dan k_r pada reaksi yang terlibat dalam kesetimbangan yang terjangkau.

K^{\ominus }={\frac {k_{\mathrm {f} }}{k_{\mathrm {r} }}}

Nilai koefisien aktivitas yang tidak diketahui

Variasi log K_c asam asetat dengan kekuatan ionik

Sangat jarang untuk nilai koefisien aktivitas telah ditentukan secara eksperimen untuk sistem pada kesetimbangan. Ada tiga opsi untuk menghadapi situasi di mana nilai koefisien aktivitas tidak diketahui dari pengukuran eksperimen.

Gunakan koefisien aktivitas yang dihitung, bersama dengan konsentrasi reaktan. Untuk perkiraan kesetimbangan dalam larutan perkiraan dari koefisien aktivitas spesies bermuatan dapat diperoleh dengan menggunakan teori Debye–Hückel, suatu versi perpanjangan, atau teori SIT. Untuk spesi tak bermuatan, koefisien aktivitas γ₀ kebanyakan mengikuti model "salting-out":

log₁₀ γ₀ = bI di mana I merupakan kekuatan ionik.^[3]

Asumsikan bahwa koefisien aktivitas semuanya sama dengan 1. Hal ini dapat diterima ketika semua konsentrasi sangat rendah.
Untuk kesetimbangan dalam larutan gunakan medium dengan kekuatan ionik yang tinggi. Akibatnya hal ini mengubah keadaan standar karena mengacu pada medium. Koefisien aktivitas dalam keadaan standar, menurut definisi, sama dengan 1. Nilai dari konstanta kesetimbangan yang ditentukan dengan cara ini bergantung pada kekuatan ionik. Ketika konstanta yang dipublikasikan mengacu pada kekuatan ionik selain yang diperlukan untuk aplikasi tertentu, mereka dapat disesuaikan dengan cara teori ion spesifik (SIT) dan teori lainnya.^[4]

Dimensionalitas

Setiap konstanta kesetimbangan, K, haruslah tidak berdimensi. Suatu konstanta kesetimbangan berhubungan dengan dengan energi bebas Gibbs perubahan reaksi standar melalui persamaan

\Delta G^{\ominus }=-RT\ln K

Hal ini menunjukkan bahwa K haruslah angka murni sehingga logaritma dapat diturunkan. Dalam kasus kesetimbangan sederhana

{\ce {A + B <=> AB}}

konstanta kesetimbangan termodinamis didefinisikan dalam aktivitas termodinamika, {AB}, {A} dan {B}, dari spesi dalam kesetimbangan satu sama lain.

K={\frac {\{AB\}}{\{A\}\{B\}}}

Sekarang, setiap istilah aktivitas dapat dinyatakan sebagai perkalian konsentrasi $[X]$ dan koefisien aktivitasnya, $\gamma (X)$ . Maka,

K={\frac {[AB]}{[A][B]}}\times {\frac {\gamma (AB)}{\gamma (A)\gamma (B)}}

Di mana setiap koefisien aktivitas memiliki dimensi 1/konsentrasi, K tetap tak berdimensi. Namun, ketika hasil bagi koefisien ditetapkan sama dengan 1, K muncul dengan dimensi 1/konsentrasi.

K={\frac {[AB]}{[A][B]}}

Inilah yang biasanya terjadi dalam praktik ketika konstanta kesetimbangan dihitung sebagai hasil bagi nilai konsentrasi. Asumsi yang mendasari praktik ini adalah bahwa hasil bagi aktivitas bernilai konstan di bawah kondisi di mana nilai konstanta kesetimbangan ditentukan. Kondisi yang ada biasanya dicapai dengan menjaga suhu reaksi tetap dan dengan menggunakan medium dengan kekuatan ionik yang relatif tinggi sebagai pelarut. Hal ini tidak biasa, khususnya dalam teks-teks yang berkaitan dengan kesetimbangan biokimia, untuk melihat nilai yang dikutip dengan dimensi. Pembenaran untuk praktik ini adalah skala konsentrasi yang digunakan juga bisa dalam mol dm⁻³ atau mmol dm⁻³, sehingga satuan konsentrasi harus dinyatakan berurutan untuk menghindari kerancuan.

Dalam kesetimbangan umum antara dua pereaksi dapat dinyatakan sebagai

{\ce {{\mathit {p}}A{}+{\mathit {q}}B<=>A_{\mathit {p}}B_{\mathit {q}}}}

dalam kasus dimana konstanta kesetimbangan didefinisikan, dalam hal nilai konsentrasi numerik, maka

K={\frac {[{\ce {A}}_{p}{\ce {B}}_{q}]}{[{\ce {A}}]^{p}[{\ce {B}}]^{q}}}

Dimensi yang terlihat dari nilai K ini adalah konsentrasi^1−p−q; hal ini mungkin dapat ditulis sebagai M^(1−p−q) atau mM^(1−p−q), di mana simbol M menyatakan konsentrasi molar ( $1 M = 1 mol dm -3$ )

Lihat pula

Referensi

Rujukan

^ IUPAC gold book
^ Rossotti, F. J. C.; Rossotti, H. (1961). The Determination of Stability Constants. McGraw-Hill. hlm. 5.
^ Butler, J. N. (1998). Ionic Equilibrium. John Wiley and Sons.
^ "Project: Ionic Strength Corrections for Stability Constants". International Union of Pure and Applied Chemistry. Diarsipkan dari versi asli tanggal 29 October 2008. Diakses tanggal 23 November 2008.