This state results when the forward reaction proceeds at the same rate as the reverse reaction.
Biasanya, keadaan ini terjadi ketika reaksi ke depan berlangsung pada laju yang sama dengan reaksi balik.
The reaction rates of the forward and backward reactions are generally not zero, but they are equal.
Laju pada reaksi maju dan mundur umumnya tidak nol, tetapi sama.
Thus, there are no net changes in the concentrations of the reactants and products.
Dengan demikian, tidak ada perubahan bersih dalam konsentrasi reaktan dan produk.
The concept of chemical equilibrium was developed in 1803, after Berthollet found that some chemical reactions are reversible.
Konsep kesetimbangan kimia dikembangkan setelah Berthollet (1803) menemukan bahwa beberapa reaksi kimia bersifat reversibel.
For any reaction mixture to exist at equilibrium, the rates of the forward and backward (reverse) reactions must be equal.
Untuk setiap campuran reaksi yang ada pada kesetimbangan, laju pada reaksi maju dan mundur adalah sama.
Guldberg and Waage (1865), building on Berthollet's ideas, proposed the law of mass action: forward reaction ratek + A α B β backward reaction ratek − S σ T τ {\text{forward reaction rate}}&=k_{+}{\ce {A}}^{\alpha }{\ce {B}}^{\beta }\\{\text{backward reaction rate}}&=k_{-}{\ce {S}}^{\sigma }{\ce {T}}^{\tau }\end{aligned}}} where A, B, S and T are active masses and k+ and k− are rate constants.
Guldberg dan Waage (1865), membangun gagasan Berthollet, mengusulkan hukum aksi massa: laju reaksi majuk + A α B β }=k_{+}\mathrm {A} ^{\alpha }\mathrm {B} ^{\beta }\,\!} laju reaksi mundurk − S σ T τ }=k_{-}\mathrm {S} ^{\sigma }\mathrm {T} ^{\tau }\,\!} di mana A, B,
k + { A } α { B } βk − { S } σ { T } τ \left\{{\ce {A}}\right\}^{\alpha }\left\{{\ce {B}}\right\}^{\beta }=k_{-}\left\{{\ce {S}}\right\}^{\sigma }\left\{{\ce {T}}\right\}^{\tau }} and the ratio of the rate constants is also a constant, now known as an equilibrium constant.
K ck + k −{ S } σ { T } τ { A } α { B } β{\frac {k_{+}}{k_{-}}}={\frac {\{\mathrm {S} \}^{\sigma }\{\mathrm {T} \}^{\tau }}{\{\mathrm {A} \}^{\alpha }\{\mathrm {B} \}^{\beta }}}} Berdasarkan konvensi, produk adalah pembilang.
K ck + k −{ S } σ { T } τ { A } α { B } β{\frac {k_{+}}{k_{-}}}={\frac {\{{\ce {S}}\}^{\sigma }\{{\ce {T}}\}^{\tau }}{\{{\ce {A}}\}^{\alpha }\{{\ce {B}}\}^{\beta }}}} By convention, the products form the numerator.
K ck + k −{ S } σ { T } τ { A } α { B } β{\frac {k_{+}}{k_{-}}}={\frac {\{\mathrm {S} \}^{\sigma }\{\mathrm {T} \}^{\tau }}{\{\mathrm {A} \}^{\alpha }\{\mathrm {B} \}^{\beta }}}} Berdasarkan konvensi, produk adalah pembilang.
However, the law of mass action is valid only for concerted one-step reactions that proceed through a single transition state and is not valid in general because rate equations do not, in general, follow the stoichiometry of the reaction as Guldberg and Waage had proposed (see, for example, nucleophilic aliphatic substitution by SN1 or reaction of hydrogen and bromine to form hydrogen bromide).
Namun, hukum aksi massa hanya berlaku untuk reaksi satu tahap gabungan yang dilanjutkan melalui satu keadaan transisi dan tidak berlaku secara umum karena persamaan laju tidak, secara umum, mengikuti reaksi stoikiometri seperti Guldberg dan Waage telah usulkan (lihat, misalnya, substitusi nukleofilik oleh SN1 atau reaksi hidrogen dan bromin untuk membentuk hidrogen bromida).
Equality of forward and backward reaction rates, however, is a necessary condition for chemical equilibrium, though it is not sufficient to explain why equilibrium occurs.
Kesetaraan laju reaksi ke depan dan ke belakang, bagaimanapun, adalah syarat kondisi yang diperlukan untuk keseimbangan kimiawi, meskipun tidak cukup untuk menjelaskan mengapa kesetimbangan terjadi.
Despite the limitations of this derivation, the equilibrium constant for a reaction is indeed a constant, independent of the activities of the various species involved, though it does depend on temperature as observed by the van 't Hoff equation.
Terlepas dari kegagalan derivasi ini, konstanta kesetimbangan untuk sebuah reaksi memang konstan, terlepas dari aktivitas berbagai spesies yang terlibat, meskipun hal itu bergantung pada suhu seperti yang diamati oleh persamaan van 't Hoff.
Adding a catalyst will affect both the forward reaction and the reverse reaction in the same way and will not have an effect on the equilibrium constant.
Menambahkan katalis akan memengaruhi reaksi maju maupun reaksi sebaliknya dengan cara yang sama dan tidak akan berpengaruh pada konstanta kesetimbangan.
Although the macroscopic equilibrium concentrations are constant in time, reactions do occur at the molecular level.
Meskipun konsentrasi kesetimbangan makroskopis konstan pada waktunya, reaksi terjadi pada tingkat molekul.
Equilibria, like the rest of thermodynamics, are statistical phenomena, averages of microscopic behavior.
Kesetimbangan, seperti sisa termodinamika, adalah fenomena statistik, rata-rata perilaku mikroskopis.
Le Châtelier's principle (1884) predicts the behavior of an equilibrium system when changes to its reaction conditions occur.
Prinsip Le Châtelier (1884) memberi gambaran tentang perilaku suatu sistem kesetimbangan saat perubahan kondisi reaksinya terjadi.
For example, adding more S (to the chemical reaction above) from the outside will cause an excess of products, and the system will try to counteract this by increasing the reverse reaction and pushing the equilibrium point backward (though the equilibrium constant will stay the same).
Misalnya, menambahkan lebih banyak S dari luar akan menyebabkan kelebihan produk, dan sistem akan mencoba untuk melawannya dengan meningkatkan reaksi balik dan mendorong titik kesetimbangan ke belakang (meskipun konstanta kesetimbangan akan tetap sama).
If mineral acid is added to the acetic acid mixture, increasing the concentration of hydronium ion, the amount of dissociation must decrease as the reaction is driven to the left in accordance with this principle.
Jika asam mineral ditambahkan ke dalam campuran asam asetat, meningkatkan konsentrasi ion hidronium, jumlah disosiasi harus berkurang saat reaksi digerakkan ke kiri sesuai dengan prinsip ini.
This can also be deduced from the equilibrium constant expression for the reaction: K{ CH 3 CO 2 − } { H 3 O + } { CH 3 CO 2 H } }\}\{{\ce {H3O+}}\}}{{\ce {\{CH3CO2H\}}}}}}
K{ CH 3 CO 2 − } { H 3 O + } { CH 3 CO 2 H } \{H3O+\}}}}{{\ce {\{CH3CO2H\}}}}}} Jika {H3O+} bertambah {CH3CO2H} harus bertambah dan CH3CO−2 harus berkurang.
The H2O is left out, as it is the solvent and its concentration remains high and nearly constant.
H2O dilepaskan, karena pelarut dan konsentrasinya tetap tinggi dan hampir konstan.
J. W. Gibbs suggested in 1873 that equilibrium is attained when the "available energy" (now known as Gibbs free energy or Gibbs energy) of the system is at its minimum value, assuming the reaction is carried out at a constant temperature and pressure.
J. W. Gibbs menyarankan pada tahun 1873 bahwa kesetimbangan tercapai saat energi bebas Gibbs dari sistem bernilai minimum (dengan anggapan reaksi dilakukan pada suhu dan tekanan konstan).
What this means is that the derivative of the Gibbs energy with respect to reaction coordinate (a measure of the extent of reaction that has occurred, ranging from zero for all reactants to a maximum for all products) vanishes (because dG0), signaling a stationary point.
Apa artinya ini adalah turunan dari energi Gibbs berkenaan dengan koordinat reaksi (ukuran reaksi yang telah terjadi, mulai dari nol untuk semua reaktan sampai maksimum untuk semua produk) lenyap, menandakan titik stasioner.
This derivative is called the reaction Gibbs energy (or energy change) and corresponds to the difference between the chemical potentials of reactants and products at the composition of the reaction mixture.
Turunan ini disebut reaksi energi Gibbs (atau perubahan energi) dan sesuai dengan perbedaan antara potensial kimia dari reaktan dan produk pada komposisi campuran reaksi.
This criterion is both necessary and sufficient.
Kriteria ini diperlukan dan cukup.
If a mixture is not at equilibrium, the liberation of the excess Gibbs energy (or Helmholtz energy at constant volume reactions) is the "driving force" for the composition of the mixture to change until equilibrium is reached.
Jika campuran tidak berada pada kesetimbangan, pembebasan kelebihan energi Gibbs (atau energi bebas Helmholtz pada volume reaksi konstan)
The equilibrium constant can be related to the standard Gibbs free energy change for the reaction by the equation Δ r G ⊖− R T ln ⁡ K e q G^{\ominus }=-RT\ln K_{\mathrm {eq} }} where R is the universal gas constant and T the temperature.
Konstanta kesetimbangan dapat dikaitkan dengan energi bebas Gibbs standar untuk reaksi dengan persamaan Δ r G ⊖− R T ln ⁡ K e q G^{\ominus }=-RT\ln K_{\mathrm {eq} }} di mana R adalah tetapan gas ideal dan T adalah suhu.
[ A ] α [ B ] β }={\frac {[{\ce {S}}]^{\sigma }[{\ce {T}}]^{\tau }}{[{\ce {A}}]^{\alpha }[{\ce {B}}]^{\beta }}}} where [A] is the concentration of A, etc., is independent of the analytical concentration of the reactants.
Dalam hal ini hasil bagi konsentrasi, Kc, K c[ S ] σ [ T ] τ [ A ] α [ B ] β }={\frac {[\mathrm {S} ]^{\sigma }[\mathrm {T} ]^{\tau }}{[\mathrm {A} ]^{\alpha }[\mathrm {B} ]^{\beta }}}} di mana
Kc varies with ionic strength, temperature and pressure (or volume).
Kc bervariasi dengan kekuatan ion, suhu dan tekanan (atau volume).
Likewise Kp for gases depends on partial pressure.
Juga Kp untuk gas bergantung pada tekanan parsial.
At constant temperature and pressure, one must consider the Gibbs free energy, G, while at constant temperature and volume, one must consider the Helmholtz free energy, A, for the reaction; and at constant internal energy and volume, one must consider the entropy, S, for the reaction.
Pada suhu dan tekanan konstan, harus mempertimbangkan energi bebas Gibbs, G, sedangkan pada suhu dan volume konstan, harus mempertimbangkan energi bebas Helmholtz: A, untuk reaksinya; dan pada energi dalam dan volume konstan, seseorang harus mempertimbangkan entropi untuk reaksi: S. Kasus volume konstan penting dalam geokimia dan kimia atmosfer di mana variasi tekanan signifikan.
The mixing of the products and reactants contributes a large entropy increase (known as entropy of mixing) to states containing equal mixture of products and reactants and gives rise to a distinctive minimum in the Gibbs energy as a function of the extent of reaction.
Pencampuran produk dan reaktan berkontribusi pada entropi besar (dikenal sebagai entropi pencampuran) pada keadaan yang mengandung campuran produk dan reaktan yang sama.
The standard Gibbs energy change, together with the Gibbs energy of mixing, determine the equilibrium state.
Perubahan energi Gibbs standar, bersamaan dengan energi pencampuran Gibbs, menentukan keadaan kesetimbangan.
In this article only the constant pressure case is considered.
Pada artikel ini hanya kasus tekanan konstan yang dipertimbangkan.
The relation between the Gibbs free energy and the equilibrium constant can be found by considering chemical potentials.
Hubungan antara energi bebas Gibbs dan konstanta kesetimbangan dapat ditemukan dengan mempertimbangkan potensial kimia.
At constant temperature and pressure in the absence of an applied voltage, the Gibbs free energy, G, for the reaction depends only on the extent of reaction: ξ (Greek letter xi), and can only decrease according to the second law of thermodynamics.
Pada suhu dan tekanan konstan, energi bebas Gibbs, G, karena reaksinya hanya bergantung pada tingkat reaksi.: ξ (huruf Yunani xi), dan hanya bisa berkurang sesuai dengan hukum kedua termodinamika.
It means that the derivative of G with respect to ξ must be negative if the reaction happens; at the equilibrium this derivative is equal to zero.
Artinya turunan dari G dengan ξ harus negatif jika reaksi terjadi; pada kesetimbangan turunannya sama dengan nol.
In order to meet the thermodynamic condition for equilibrium, the Gibbs energy must be stationary, meaning that the derivative of G with respect to the extent of reaction, ξ, must be zero.
T , p0 {d\xi }}\right)_{T,p}=0~} : kesetimbangan Untuk memenuhi kondisi kesetimbangan termodinamika, energi Gibbs harus stasioner, yang berarti bahwa turunan dari G berkenaan dengan tingkat reaksi: ξ, harus nol.
Therefore, the sum of the Gibbs energies of the reactants must be the equal to the sum of the Gibbs energies of the products.
Oleh karena itu, jumlah energi Gibbs dari reaktan harus sama dengan jumlah energi Gibbs dari produk.
=\sigma \mu _{\mathrm {S} }+\tau \mu _{\mathrm {T} }\,} where μ is in this case a partial molar Gibbs energy, a chemical potential.
α μ A + β μ Bσ μ S + τ μ T }+\beta \mu _{\mathrm {B} }=\sigma \mu _{\mathrm {S} }+\tau \mu _{\mathrm {T} }\,} where μ Dalam hal ini adalah energi Gibbs molar parsial, sebuah potensial kimia.
μ Aμ A ⊖ + R T ln ⁡ { A } }=\mu _{A}^{\ominus }+RT\ln\{\mathrm {A} \}\,} (where μoA is the standard chemical potential).
μ Aμ A ⊖ + R T ln ⁡ { A } }=\mu _{A}^{\ominus }+RT\ln\{\mathrm {A} \}\,} (di mana μoA adalah potensial kimia standar).
The definition of the Gibbs energy equation interacts with the fundamental thermodynamic relation to produce d GV d p − S d T + ∑ i1 k μ i d N i ^{k}\mu _{i}dN_{i}} .
Definisi persamaan energi bebas Gibbs berinteraksi dengan hubungan termodinamika fundamental untuk menghasilkan d GV d p − S d T + ∑ i1 k μ i d N i ^{k}\mu _{i}dN_{i}} .
Inserting dNiνi dξ into the above equation gives a stoichiometric coefficient ( ν i ~} ) and a differential that denotes the reaction occurring to an infinitesimal extent (dξ).
Memasukkan dNiνi dξ kedalam persamaan di atas menghasilkan koefisien stoikiometri ( ν i ~} ) dan diferensial yang
At constant pressure and temperature the above equations can be written as ( d G d ξ ) T , p∑ i1 k μ i ν iΔ r G T , p {d\xi }}\right)_{T,p}=\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\nu _{i}=\Delta _{\mathrm {r} }G_{T,p}} which is the Gibbs free energy change for the reaction.
Pada tekanan dan suhu konstan, persamaan di atas dapat ditulis sebagai ( d G d ξ ) T , p∑ i1 k μ i ν iΔ r G T , p {d\xi }}\right)_{T,p}=\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}\nu _{i}=\Delta _{\mathrm {r} }G_{T,p}} yang merupakan perubahan energi bebas Gibbs bagi reaksi .
This results in: Δ r G T , pσ μ S + τ μ T − α μ A − β μ B }G_{T,p}=\sigma \mu _{\mathrm {S} }+\tau \mu _{\mathrm {T} }-\alpha \mu _{\mathrm {A} }-\beta
Hal ini menghasilkan: Δ r G T , pσ μ S + τ μ T − α μ A − β μ B }G_{T,p}=\sigma \mu _{\mathrm {S} }+\tau \mu _{\mathrm {T} }-\alpha \mu _{\mathrm {A} }-\beta \mu _{\mathrm {B} }\,} .
Therefore, ( d G d ξ ) T , pΔ r G T , pΔ r G ⊖ + R T ln ⁡ Q r {d\xi }}\right)_{T,p}=\Delta _{\mathrm {r} }G_{T,p}=\Delta _{\mathrm {r} }G^{\ominus }+RT\ln Q_{\mathrm {r} }} At equilibrium: ( d G d ξ ) T , pΔ r G T , p0 {d\xi }}\right)_{T,p}=\Delta _{\mathrm {r} }G_{T,p}=0} leading to: 0Δ r G ⊖ + R T ln ⁡ K e q }G^{\ominus }+RT\ln K_{\mathrm {eq} }} and Δ r G ⊖− R T ln ⁡ K e q }G^{\ominus }=-RT\ln K_{\mathrm {eq} }} Obtaining the value of the standard Gibbs energy change, allows the calculation of the equilibrium constant.
T , pΔ r G T , p0 {d\xi }}\right)_{T,p}=\Delta _{\mathrm {r} }G_{T,p}=0} mengarah pada: 0Δ r G ⊖ + R T ln ⁡ K e q }G^{\ominus }+RT\ln K_{\mathrm {eq} }} dan Δ r G ⊖− R T ln ⁡ K e q }G^{\ominus }=-RT\ln K_{\mathrm {eq} }} menghasilkan nilai perubahan energi Gibbs standar, memungkinkan perhitungan konstanta kesetimbangan.
K c Γ ]^{\sigma }[\mathrm {T} ]^{\tau }...}{[\mathrm {A} ]^{\alpha }[\mathrm {B} ]^{\beta }...}}\times {\frac {{\gamma _{\mathrm {S} }}^{\sigma }{\gamma _{\mathrm {T} }}^{\tau }...}{{\gamma _{\mathrm {A} }}^{\alpha }{\gamma _{\mathrm {B} }}^{\beta }...}}=K_{\mathrm {c} }\Gamma } [A] is the concentration of reagent A, etc.
K ck + k −{ S } σ { T } τ { A } α { B } β{\frac {k_{+}}{k_{-}}}={\frac {\{\mathrm {S} \}^{\sigma }\{\mathrm {T} \}^{\tau }}{\{\mathrm {A} \}^{\alpha }\{\mathrm {B} \}^{\beta }}}} Berdasarkan konvensi, produk adalah pembilang.
μ ⊖ + R T ln ⁡ ( p b a r ) + R T ln ⁡ γ +RT\ln \left({\frac {f}{\mathrm {bar} }}\right)=\mu ^{\ominus }+RT\ln \left({\frac {p}{\mathrm {bar} }}\right)+RT\ln \gamma } so the general expression defining an equilibrium constant is valid for both solution and gas phases.
+(\sigma RT\ln\{\mathrm {S} \}+\tau RT\ln\{\mathrm {T} \})-(\alpha RT\ln\{\mathrm {A} \}+\beta RT\ln\{\mathrm {B} \})} , hubungannya menjadi: Δ r G T , p∑ i1 k μ i ⊖ ν i + R T ln ⁡ { S } σ { T } τ { A } α { B } β }G_{T,p}=\sum _{i=1}^{k}\mu _{i}^{\ominus }\nu _{i}+RT\ln {\frac {\{\mathrm {S} \}^{\sigma }\{\mathrm {T} \}^{\tau }}{\{\mathrm {A} \}^{\alpha }\{\mathrm {B} \}^{\beta }}}} ∑
Applying the general formula for an equilibrium constant to the specific case of a dilute solution of acetic acid in water one obtains CH3CO2H + H2O ⇌ CH3CO2− + H3O+ K c[ C H 3 C O 2 − ]
Menerapkan rumus umum untuk konstanta kesetimbangan pada kasus spesifik larutan encer asam asetat dalam air diperoleh CH3CO2H + H2O ⇌ CH3CO2− + H3O+ K c[ C H 3 C O 2 − ]
[ H 3 O + ] [ C H 3 C O 2 H ] [ H 2 O ] }={\frac {\mathrm {[{CH_{3}CO_{2}}^{-}][{H_{3}O}^{+}]} }{\mathrm {[{CH_{3}CO_{2}H}][{H_{2}O}]} }}} For all but very concentrated solutions, the water can be considered a "pure" liquid, and therefore it has an activity of one.
[ H 3 O + ] [ C H 3 C O 2 H ] [ H 2 O ] }={\frac {\mathrm {[{CH_{3}CO_{2}}^{-}][{H_{3}O}^{+}]} }{\mathrm {[{CH_{3}CO_{2}H}][{H_{2}O}]} }}} Untuk semua larutan yang sangat terkonsentrasi, air dapat dianggap sebagai cairan "murni", dan karena itu memiliki aktivitas satu.
The equilibrium constant expression is therefore usually written as K[ C H 3 C O 2 − ]
Ekspresi konstanta kesetimbangan oleh karena itu biasanya ditulis sebagai K[ C H 3 C O 2 − ]
[ O H − ] }=\mathrm {[H^{+}][OH^{-}]} } It is perfectly legitimate to write [H+] for the hydronium ion concentration, since the state of solvation of the proton is constant (in dilute solutions) and so does not affect the equilibrium concentrations.
[ O H − ] }=\mathrm {[H^{+}][OH^{-}]} } Sangat sah untuk menulis [H+] untuk konsentrasi ion hidronium, karena keadaan solvasi proton konstan (dalam larutan encer)
Kw varies with variation in ionic strength and/or temperature.
Kw bervariasi dengan variasi kekuatan ion dan/atau suhu.
Most commonly [OH−] is replaced by Kw[H+]−1 in equilibrium constant expressions which would otherwise include hydroxide ion.
[OH−] digantikan oleh Kw[H+]−1 dalam persamaan konstanta kesetimbangan yang dinyatakan meliputi ion hidroksida.
An example is the Boudouard reaction: 2 CO ⇌ CO2 + C for which the equation (without solid carbon) is written as: K c[ C O 2 ]
Contohnya adalah reaksi Boudouard: 2 CO ⇌ CO2 + C di mana persamaan (tanpa karbon padat) ditulis sebagai:
The related Nernst equation in electrochemistry gives the difference in electrode potential as a function of redox concentrations.
Persamaan Nernst yang terkait dalam elektrokimia memberi perbedaan potensial elektrode sebagai fungsi konsentrasi redoks.
When molecules on each side of the equilibrium are able to further react irreversibly in secondary reactions, the final product ratio is determined according to the Curtin–Hammett principle.
Ketika molekul di setiap sisi kesetimbangan dapat bereaksi lebih lanjut secara ireversibel dalam reaksi sekunder, rasio produk akhir ditentukan sesuai dengan prinsip Curtin–Hammett.
In these applications, terms such as stability constant, formation constant, binding constant, affinity constant, association constant and dissociation constant are used.
Dalam aplikasi ini, istilah seperti konstanta kestabilan, konstanta pembentukan, konstanta pengikatan, konstanta afinitas, konstanta asosiasi/disosiasi digunakan.
In biochemistry, it is common to give units for binding constants, which serve to define the concentration units used when the constant's value was determined.
Dalam biokimia, adalah umum untuk memberi unit konstanta pengikatan, yang berfungsi untuk menentukan unit konsentrasi yang digunakan bila nilai konstanta ditentukan.
Δ G ⊖ + R T ln ⁡ ( ∏ j1 m { R j } ν j )Δ G ⊖ + R T ln ⁡ ( K c ) ^{m}\nu _{j}\mu _{j}=\sum _{j=1}^{m}\nu _{j}(\mu _{j}^{\ominus }+RT\ln(\{R_{j}\}))=\Delta G^{\ominus }+RT\ln \left(\prod _{j=1}^{m}\{R_{j}\}^{\nu _{j}}\right)=\Delta G^{\ominus }+RT\ln(K_{c})} where Kc is the equilibrium constant, and ΔG will be zero at equilibrium.
Hal ini menghasilkan: Δ r G T , pσ μ S + τ μ T − α μ A − β μ B }G_{T,p}=\sigma \mu _{\mathrm {S} }+\tau \mu _{\mathrm {T} }-\alpha \mu _{\mathrm {A} }-\beta \mu _{\mathrm {B} }\,} .
Mainly concerned with gas-phase equilibria.
Utamanya terkait dengan kesetimbangan fase gas.