Prinsip Le Chatelier

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Lompat ke: navigasi, cari
Henry Louis Le Chatelier

Dalam kimia, prinsip Le Chatelier (di eja /lə ˈʃɑːtli/), atau disebut pula asas Le Chatelier atau "Hukum Kesetimbangan", dapat digunakan untuk memprediksi efek perubahan di dalam kondisi pada kesetimbangan kimia. Prinsip ini dinamai dari Henry Louis Le Chatelier dan terkadang dari Karl Ferdinand Braun yang menemukan prinsip ini secara mandiri. Prinsip ini dapat dinyatakan sebagai:

Ketika suatu sistem pada kesetimbangan mengalami perubahan konsentrasi, suhu, volume, atau tekanan, maka sistem menyesuaikan (sebagian) dirinya untuk meniadakan pengaruh perubahan yang diterapkan dan keseimbangan baru tercapai.

Dengan kata lain, setiap kali sistem dalam kesetimbangan terganggu sistem akan menyesuaikan diri sedemikian rupa sehingga efek dari perubahan tersebut akan dibatalkan.

Prinsip ini memiliki berbagai nama, tergantung pada disiplin ilmu yang menggunakannya (lihat homeostasis, istilah yang biasa digunakan dalam biologi). Prinsip Le Chatelier juga dijadikan sebagai basis bagi pengamatan yang lebih umum di masyarakat,[1] yang secara kasar menyatakan bahwa:

Setiap perubahan dalam status quo akan menghasilkan reaksi berlawanan dari sistem yang bersangkutan.

Dalam kimia, Prinsip ini digunakan untuk memanipulasi hasil dari reaksi bolak-balik (reversibel), sering kali dapat meningkatkan rendemen reaksi. Dalam farmakologi, pengikatan ligan pada reseptor dapat menggeser kesetimbangan menurut prinsip Le Chatelier, sehingga dapat menjelaskan beragam fenomena aktivasi dan desensitisasi reseptor.[2] Dalam ilmu ekonomi, prinsip ini telah digeneralisasi untuk membantu menjelaskan keseimbangan harga dari sistem ekonomi yang efisien.

Kimia[sunting | sunting sumber]

Efek perubahan konsentrasi[sunting | sunting sumber]

Perubahan konsentrasi bahan kimia akan menggeser kesetimbangan ke sisi yang akan mengurangi perubahan konsentrasi tersebut. Sistem kimia akan berusaha untuk melawan sebagian perubahan yang terkena dampak ke keadaan semula kesetimbangan. Pada gilirannya, laju reaksi, sejauh mana itu, dan produk hasil akan diubah sesuai dengan dampaknya pada sistem.

Hal ini dapat diilustrasikan dengan kesetimbangan karbon monoksida dan gas hidrogen, bereaksi untuk membentuk metanol.

CO + 2 H2 ⇌ CH3OH

Misalkan seseorang akan meningkatkan konsentrasi CO dalam sistem. Menggunakan prinsip Le Chatelier, seseorang dapat memprediksi bahwa jumlah metanol akan meningkat, mengurangi perubahan total dalam CO. Jika menambahkan spesi untuk keseluruhan reaksi, reaksi akan mendukung sisi yang berlawanan dengan penambahan spesi. Demikian juga, pengurangan spesi akan menyebabkan reaksi untuk "mengisi kesenjangan" dan mendukung sisi di mana spesi berkurang. Karena konsentrasi CO meningkat, frekuensi tabrakan yang berhasil pada reaktan itu akan meningkat pula, memungkinkan untuk peningkatan reaksi maju, dan pembentukan produk. Bahkan jika produk yang diinginkan tidak secara termodinamika disukai, produk akhir dapat diperoleh jika terus menerus dikeluarkan dari larutan.

Efek perubahan suhu[sunting | sunting sumber]

Diagram energi potensial pada sintesis amonia

Pengaruh perubahan suhu dalam kesetimbangan dapat diperjelas dengan 1) menggabungkan panas baik sebagai reaktan atau produk, dan 2) dengan asumsi bahwa peningkatan suhu meningkatkan kandungan panas dari sistem. Ketika reaksi berlangsung eksotermikH adalah negatif, menempatkan energi keluar), panas dimasukkan sebagai produk, dan, ketika reaksi merupakan endotermikH adalah positif, mengambil energi masuk), panas dimasukkan sebagai reaktan. Oleh karenanya, apakah meningkatkan atau menurunkan suhu akan mendukung reaksi untuk maju atau sebaliknya dapat ditentukan dengan menerapkan prinsip yang sama seperti dengan perubahan konsentrasi.

Ambil, misalnya, reaksi reversibel gas nitrogen terhadap gas hidrogen untuk membentuk amonia:

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

Karena reaksi ini bersifat eksotermik, maka menghasilkan panas:

N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) + panas

Jika suhu meningkat, kandungan panas dari sistem akan meningkat, sehingga sistem akan mengkonsumsi sebagian panas yang dengan menggeser kesetimbangan ke kiri, sehingga menghasilkan lebih sedikit amonia. Lebih banyak amonia akan diproduksi jika reaksi dijalankan pada suhu yang lebih rendah, namun suhu yang lebih rendah juga menurunkan tingkat proses, sehingga, dalam prakteknya (proses Haber) suhu diatur pada nilai kompromis yang memungkinkan amonia untuk dapat dibuat pada tingkat yang wajar dengan konsentrasi kesetimbangan yang tidak terlalu menguntungkan.

Dalam reaksi eksotermik, peningkatan suhu menurunkan konstanta kesetimbangan, K, sedangkan, dalam reaksi endotermik, peningkatan suhu meningkatkan nilai K.

Prinsip Le Chatelier yang diterapkan pada perubahan konsentrasi atau tekanan dapat dipahami dengan memiliki nilai konstan pada K. Pengaruh suhu pada kesetimbangan, bagaimanapun, melibatkan perubahan dalam konstanta kesetimbangan. Ketergantungan K pada suhu ditentukan oleh tanda ΔH. Landasan teori ketergantungan ini diberikan pada persamaan Van 't Hoff.

Alternative text
Nilai K berubah terhadap suhu. Dalam reaksi endotermik N2O4(g) ⇌ 2NO2(g), posisi kesetimbangan bisa digeser dengan mengubah suhu. Ketika panas ditambahkan dan peningkatan suhu, reaksi bergeser ke kanan dan labu berubah coklat kemerahan karena peningkatan NO2. Ketika panas dipindahkan dan suhu menurun, reaksi bergeser ke kiri dan labu berubah tidak berwarna karena peningkatan N2O4. Hal ini menunjukkan Prinsip Le Châtelier karena kesetimbangan bergeser ke arah yang mengkonsumsi energi.

Efek perubahan tekanan[sunting | sunting sumber]

Konsentrasi kesetimbangan dari produk dan reaktan tidak langsung bergantung pada tekanan total dari sistem tetapi keduanya bergantung pada tekanan parsial dari produk dan reaktan.

Perubahan tekanan total dengan menambahkan gas inert pada volume konstan tidak mempengaruhi konsentrasi kesetimbangan (lihat §Efek penambahan gas inert di bawah ini).

Perubahan tekanan total dengan mengubah volume pada sistem akan mengubah tekanan parsial dari produk dan reaktan serta dapat mempengaruhi konsentrasi kesetimbangan (lihat §Efek perubahan volume di bawah ini).

Efek perubahan volume[sunting | sunting sumber]

Perubahan volume pada sistem akan mengubah tekanan parsial dari produk dan reaktan serta dapat mempengaruhi konsentrasi kesetimbangan. Dengan peningkatan tekanan akibat penurunan volume, sisi kesetimbangan dengan mol yang lebih sedikit lebih disukai[3] dan dengan penurunan tekanan akibat peningkatan volume, sisi dengan lebih banyak mol lebih disukai. Tidak ada efek pada reaksi di mana jumlah mol gas adalah sama di setiap sisi persamaan kimia.

Mengingat reaksi gas nitrogen dengan gas hidrogen untuk membentuk amonia:

N2 + 3 H24 mol2 NH32 mol    ΔH = -92kJ mol−1

Perhatikan jumlah mol gas di sisi kiri dan jumlah mol gas di sisi kanan. Ketika volume pada sistem berubah, tekanan parsial gas berubah. Jika menurunkan tekanan dengan meningkatkan volume, kesetimbangan reaksi di atas akan bergeser ke kiri, karena sisi reaktan memiliki lebih banyak mol daripada sisi produk. Sistem ini mencoba untuk menetralkan penurunan tekanan parsial molekul gas dengan menggeser ke sisi yang memberi tekanan lebih besar. Demikian pula, jika kita meningkatkan tekanan dengan menurunkan volume, kesetimbangan bergeser ke kanan, menetralkan peningkatan tekanan dengan menggeser ke samping dengan mol lebih sedikit gas yang memberikan tekanan lebih sedikit. Jika volume meningkat karena terdapat lebih banyak mol gas di sisi reaktan, perubahan ini lebih signifikan dalam penyebut dari ekspresi konstanta kesetimbangan, menyebabkan pergeseran dalam kesetimbangan.

Efek penambahan gas inert[sunting | sunting sumber]

Suatu gas inert (atau gas mulia), seperti helium, tidak bereaksi dengan unsur-unsur atau senyawa lain. Penambahan gas inert ke dalam kesetimbangan fasa-gas pada volume konstan tidak menimbulkan pergeseran.[3] Hal ini karena penambahan gas non-reaktif tidak mengubah persamaan kesetimbangan, karena gas inert muncul di kedua sisi persamaan reaksi kimia. Sebagai contoh, jika A dan B bereaksi membentuk C dan D, tapi X tidak berpartisipasi dalam reaksi: . Meskipun benar bahwa tekanan total sistem meningkat, tekanan total tidak memiliki efek pada konstanta kesetimbangan; tetapi, itu adalah perubahan tekanan parsial yang akan menyebabkan pergeseran kesetimbangan. Namun, jika volume diperbolehkan untuk meningkat dalam proses, tekanan parsial semua gas akan menurun yang mengakibatkan pergeseran ke arah sisi dengan jumlah mol gas yang lebih besar.

Efek katalis[sunting | sunting sumber]

Proses Haber

Suatu katalis mampu meningkatkan laju reaksi tanpa dikonsumsi dalam reaksi. Penggunaan katalis tidak mempengaruhi posisi dan komposisi kesetimbangan reaksi, karena baik reaksi maju dan reaksi mundur keduanya dipercepat dengan faktor yang sama.

Sebagai contoh, perhatikan proses Haber untuk sintesis amonia (NH3):

N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3

Pada reaksi di atas, besi (Fe) dan molibdenum (Mo) akan berfungsi sebagai katalis jika digunakan. Mereka akan mempercepat reaksi apapun, tetapi mereka tidak mempengaruhi keadaan kesetimbangan.

Lihat pula[sunting | sunting sumber]

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Gall, John (2002). The Systems Bible (3rd ed.). General Systemantics Press. The System always kicks back 
  2. ^ "The Biophysical Basis for the Graphical Representations". Diakses tanggal 4 Mei 2009. 
  3. ^ a b Atkins1993, hlm. 114

Bibliografi[sunting | sunting sumber]

  • Atkins, P.W. (1993). The Elements of Physical Chemistry (3rd ed.). Oxford University Press. 
  • Le Chatelier, H. and Boudouard O. (1898), "Limits of Flammability of Gaseous Mixtures", Bulletin de la Société Chimique de France (Paris), v. 19, pp. 483–488.
  • Hatta, Tatsuo (1987), "Le Châtelier principle," The New Palgrave: A Dictionary of Economics, v. 3, pp. 155–57.
  • Samuelson, Paul A. (1947, Enlarged ed. 1983). Foundations of Economic Analysis, Harvard University Press. ISBN 0-674-31301-1
  • D.J. Evans, D.J. Searles and E. Mittag (2001), "Fluctuation theorem for Hamiltonian systems—Le Châtelier's principle", Physical Review E, 63, 051105(4).

Pranala luar[sunting | sunting sumber]