Kesetimbangan kimia adalah keadaan di mana laju reaksi maju ($\text{reaktan} \rightarrow \text{produk}$) dan laju reaksi balik ($\text{produk} \rightarrow \text{reaktan}$) sama. Pada tingkat makroskopik, ini berarti tidak ada perubahan terukur dalam konsentrasi reaktan dan produk seiring waktu.

3.1. Hubungan Termodinamika dan Kesetimbangan

Kunci untuk memahami kesetimbangan secara termodinamika adalah melalui Energi Bebas Gibbs ($\Delta G$).

1. $\Delta G$ Standar ($\Delta G^\circ$): Perubahan energi bebas Gibbs ketika semua reaktan dan produk berada pada kondisi standar (biasanya $1 \text{ atm}$ dan $298 \text{ K}$). Ini adalah nilai konstan untuk reaksi tertentu.
2. $\Delta G$ Non-Standar ($\Delta G$): Perubahan energi bebas Gibbs pada kondisi apa pun. $\Delta G$ adalah yang menentukan arah spontan sistem.

Hubungan antara keduanya melibatkan hasil bagi reaksi ($\mathbf{Q}$), yang merupakan rasio konsentrasi atau tekanan spesies reaksi pada titik waktu tertentu:

$$\mathbf{\Delta G = \Delta G^\circ + RT \ln Q}$$

• $R$: Tetapan Gas Universal.
• $T$: Suhu dalam Kelvin.
• $\ln Q$: Logaritma natural dari hasil bagi reaksi.

3.2. Konstanta Kesetimbangan ($\mathbf{K}$)

Pada kesetimbangan, sistem telah mencapai keadaan energi bebas minimum, yang berarti $\mathbf{\Delta G = 0}$ dan hasil bagi reaksi $Q$ telah menjadi Konstanta Kesetimbangan ($\mathbf{K}$).

Dengan mensubstitusi $\Delta G = 0$ dan $Q = K$ ke dalam persamaan di atas, kita mendapatkan hubungan fundamental:

$$\mathbf{0 = \Delta G^\circ + RT \ln K}$$

Hubungan fundamental antara termodinamika dan kesetimbangan:

$$\mathbf{\Delta G^\circ = -RT \ln K}$$

Makna Nilai $\mathbf{K}$

Konstanta $K$ adalah penentu utama sejauh mana suatu reaksi akan berjalan:

Nilai K	Hubungan ΔG∘	Makna
$\mathbf{K > 1}$	$\Delta G^\circ$ Negatif	Produk lebih disukai. Kesetimbangan berada di sisi kanan (produk).
$\mathbf{K = 1}$	$\Delta G^\circ = 0$	Produk dan reaktan sama-sama disukai.
$\mathbf{K < 1}$	$\Delta G^\circ$ Positif	Reaktan lebih disukai. Kesetimbangan berada di sisi kiri (reaktan).

3.3. Pengaruh Suhu pada Kesetimbangan (Persamaan Van’t Hoff)

Hanya suhu yang dapat mengubah nilai numerik dari konstanta kesetimbangan $K$. Hubungan antara $K$ dan $T$ diberikan oleh Persamaan Van’t Hoff:

$$\mathbf{\frac{\text{d}(\ln K)}{\text{d}T} = \frac{\Delta H^\circ}{RT^2}}$$

Secara kualitatif, ini sejalan dengan Prinsip Le Châtelier:

Jenis Reaksi	Kenaikan Suhu	Penurunan Suhu
Eksotermik ($\Delta H^\circ < 0$)	$K$ berkurang (bergeser ke reaktan)	$K$ meningkat (bergeser ke produk)
Endotermik ($\Delta H^\circ > 0$)	$K$ meningkat (bergeser ke produk)	$K$ berkurang (bergeser ke reaktan)

3.4. Kesetimbangan Fasa

Selain kesetimbangan reaksi kimia, bab ini juga membahas Kesetimbangan Fasa—kondisi di mana fasa (wujud) yang berbeda dari zat yang sama (misalnya, es, air cair, dan uap air) dapat hidup berdampingan secara setimbang.

• Potensial Kimia ($\mathbf{\mu}$): Dalam kesetimbangan fasa, energi bebas molar setiap komponen harus sama di semua fasa.$$\mathbf{\mu_{\text{fasa A}} = \mu_{\text{fasa B}}}$$
• Aturan Fasa Gibbs: Hubungan ini menentukan jumlah variabel independen (derajat kebebasan, $F$) yang dapat diubah tanpa mengubah jumlah fasa ($P$):$$\mathbf{F = C – P + 2}$$
  • $C$: Jumlah komponen kimia.
  • $P$: Jumlah fasa yang ada.
• Diagram Fasa: Peta $P$ vs $T$ yang menunjukkan wilayah di mana fasa-fasa stabil, serta garis di mana dua fasa berada dalam kesetimbangan. Diagram ini mencakup Titik Tripel (di mana tiga fasa setimbang) dan Titik Kritis.