KIMIA
FISIKA 1
“GAS
IDEAL dan GAS NYATA”
Oleh
:
Henny
Silvia Himawan (08.2012.1.01551)
Diyah
Ayu Putri N. (08.2012.1.01552)
JURUSAN
TEKNIK KIMIA
FAKULTAS
TEKNOLOGI INDUSTRI
INSTITUT
TEKNOLOGI ADHI TAMA SURABAYA
2013
KATA PENGANTAR
Puji
syukur kami panjatkan kehadirat Allah SWT yang senantiasa melimpahkan rahmat,
taufiq, serta hidayah-Nya, sehingga penulis dapat menyelesaikan makalah yang
berjudul “ Gas Ideal dan Gas Nyata “ , dengan tepat waktu.
Walaupun masih
banyak kekurangan dalam penulisan makalah ini, namun penulis
berharap agar makalah ini dapat dipergunakan dan di manfaatkan baik di
dalam kampus atau di luar kampus.
Dalam melaksanakan
makalah ini banyak pihak yang terlibat dan membantu sehingga dapat menjadi satu
makalah yang dapat di baca dan dimanfaatkan .
Penulis menyadari bahwa makalah ini masih jauh dari
kesempurnaan, karenanya saran dan kritik yang membangun sangat panulis
harapkan.
Surabaya,
................. 2013
Penulis
DAFTAR
ISI
Halaman
sampul.................................................................................................. ii
Kata
pengantar................................................................................................... iii
Daftar isi............................................................................................................. iv
BAB
I PENDAHULUAN................................................................................. 1
1.1 Latar belakang.......................................................................................... 1
1.2 Rumusan masalah..................................................................................... 2
1.3 Tujuan penulisan....................................................................................... 2
1.4 Manfaat penulisan.................................................................................... 2
BAB II
PEMBAHASAN.................................................................................. 3
2.1 Pengertian gas
ideal gas nyata.................................................................. 3
2.2 Sifat – sifat gas
ideal................................................................................ 6
2.3 Sifat –sifat gas nyata................................................................................ 7
2.4 Hukum – hukum gas
ideal dan gas nyata................................................. 7
2.4.1 Hukum Boyle................................................................................. 8
2.4.2 Hukum Gay Lussac...................................................................... 13
2.4.3 Hukum Charles............................................................................. 15
2.4.4 Hukum Dalton.............................................................................. 15
2.4. Persamaan keadaan van der Waals................................................. 16
BAN III PENUTUP.......................................................................................... 19
3.1 Kesimpulan.............................................................................................. 19
DAFAR ISI....................................................................................................... 20
BAB
I
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Gas
merupakan satu dari tiga wujud zat dan walaupun wujud ini merupakan bagian tak
terpisahkan dari studi kimia, bab ini terutama hanya akan membahasa hubungan
antara volume, temperatur dan tekanan baik dalam gas ideal maupun dalam gas
nyata, dan teori kinetik molekular gas, dan tidak secara langsung kimia.
Bahasan utamanya terutama tentang perubahan fisika, dan reaksi kimianya tidak
didisuksikan. Namun, sifat fisik gas bergantung pada struktur molekul gasnya
dan sifat kimia gas juga bergantung pada strukturnya. Perilaku gas yang ada
sebagai molekul tunggal adalah contoh yang baik kebergantungan sifat
makroskopik pada struktur mikroskopik.
Maka
dari itu semua jenis gas terbagi menjadi dua tipe, yaitu : gas ideal dan gas nyata.
Gas ideal merupakan sebuah gas yang mematuhi persamaan gas
umum dari PV = nRT
yang disampaikan secara singkat,
sedangkan gas nyata adalah gas yang tidak mematuhi
persamaan gas umum
dan menggunakan hukum-hukum gas hanya
pada saat tekanan rendah. (Maron, Samuel Herbert : 5).
Di
dalam volume gas ideal ditempati molekul mereka sendiri yang diabaikannya
perbandingan dengan volume total pada semua tekanan dan tempertur, dan daya
tarik antar molekul sangat kecil dalam semua kondisi. Untuk gas nyata kedua faktor
tersebut cukup besar, pengukuran dari masing-masing gas tergantung pada sifat,
temperature, tekanan dari gas.
Kita
dapat dengan mudah menentukan bahwa gas
ideal harus dengan hipotesa gas, seperti semua gas mengandung molekul yang
pasti menempati sebuah volum dan menggunakan saling tarik menarik satu sama
lain. Bagaimanapun, faktor yang mempengaruhi menjadi diabaikan, dan kemungkinan
tersebut ditinjau menjadi gas ideal. Kekuatan tarik antara
molekul gas dianggap diabaikan. Asumsi ini hanya berlaku pada tekanan rendah
dan suhu tinggi karena dalam kondisi molekul berjauhan. Tetapi pada tekanan
tinggi dan suhu rendah volume gas kecil dan sehingga kekuatan menarik meskipun
sangat kecil.
1.2 Rumusan Masalah
1.2.1
Apa yang dimaksud dengan gas ideal dan
gas nyata?
1.2.2
Bagaimana sifat - sifat gas tersebut?
1.2.3
Bagimana persamaan umum gas-gas
tersebut?
1.2.4
Hukum - hukum apa saja yang digunakan
pada gas tersebut?
1.3 Tujuan Penulisan
1.3.1
Untuk mengetahui pengertian gas ideal
dan gas nyata.
1.3.2
Untuk mengetahui sifat - sifat gas
tersebut.
1.3.3
Untuk mengetahui persamaan umum gas
ideal dan gas nyata.
1.3.4
Untuk mengetahui hukum - hukum yang
digunakan pada gas ideal dan gas nyata.
1.4 Manfaat Penulisan
1.4.1
Untuk memberikan informasi tentang macam
– macam gas.
1.4.2
Untuk memberikan informasi tentang sifat
–sifat gas.
1.4.3
Untuk meberikan informasi tentang
persamaan gas ideal dan gas nyata.
BAB
II
PEMBAHASAN
2.1 Pengertian Gas Ideal dan Gas
Nyata
Pengertian Gas
Ideal, suatu gas hipotetis yang memiliki
molekul yang dipantulkan satu sama lain (dalam batas-batas wadah mereka) dengan
elastisitas yang sempurna dan memiliki ukuran yang diabaikan, dan di mana gaya
antarmolekul yang bekerja antara molekul tidak bersentuhan satu sama lain juga
diabaikan. Gas tersebut akan mematuhi hukum gas (seperti hukum Charles dan
hukum Boyle) tepat pada semua suhu dan tekanan. Gas yang paling aktual yang
bertindak kurang lebih sebagai gas ideal, kecuali pada suhu yang sangat rendah
(ketika energi potensial gaya antarmolekul mereka relatif tinggi terhadap energi
kinetik dari molekul dan menjadi signifikan), dan di bawah tekanan yang sangat
tinggi (ketika molekul yang dikemas begitu berdekatan bahwa kekuatan
antarmolekul jarak dekat menjadi signifikan).
Gas ideal
didefinisikan sebagai salah satu di mana semua tumbukan antara atom atau
molekul bersifat elastis sempurna dan di mana tidak ada kekuatan menarik
antarmolekul. Sesuatu dapat memvisualisasikannya sebagai kumpulan bola sempurna
keras yang bertabrakan tetapi dinyatakan tidak berinteraksi satu sama lain. Dalam
gas seperti itu, semua energi internal dalam bentuk energi kinetik dan
perubahan energi internal disertai dengan perubahan suhu.
Gas ideal dapat dicirikan oleh tiga
variabel keadaan: tekanan mutlak (P), volume (V), dan suhu mutlak (T). Hubungan
antara mereka dapat disimpulkan dari teori kinetik dan disebut
PV = nRT = NkT
n = banyaknya mol
R = Universal gas
konstan = 8,3145 J / mol K
N = jumlah molekul
k = konstanta
Boltzmann = 1,38066 x 10-23 J / K = 8,617385 x 10-5 eV / K
k = R / NA
NA = Avogadro
nomor = 6.0221 x 1023 / mol
Hukum gas ideal
dapat dipandang ketika yang muncul dari tekanan kinetik molekul gas bertabrakan
dengan dinding wadah sesuai dengan hukum Newton. Tapi ada juga unsur statistik
dalam penentuan energi kinetik rata-rata molekul-molekul. Suhu diambil harus
proporsional dengan energi kinetik rata-rata ini, ini akan memanggil gagasan
tentang temperatur kinetik. Satu mol gas ideal pada STP menempati 22,4 liter.
Gas yang mengikuti
hukum Boyle dan hukum Charles, yakni hukum gas ideal disebut gas ideal. Namun,
didapatkan, bahwa gas yang kita jumpai, yakni gas nyata, tidak secara ketat
mengikuti hukum gas ideal. Semakin rendah tekanan gas pada temperatur tetap,
semakin kecil deviasinya dari perilaku ideal. Semakin tinggi tekanan gas, atau
dengan kata lain, semakin kecil jarak intermolekulnya, semakin besar
deviasinya.
Paling tidak ada dua
alasan yang menjelaskan hal ini. Peratama, definisi temperatur absolut
didasarkan asumsi bahwa volume gas real sangat kecil sehingga bisa diabaikan.
Molekul gas pasti memiliki volume nyata walaupun mungkin sangat kecil. Selain
itu, ketika jarak antarmolekul semakin kecil, beberapa jenis interaksi
antarmolekul akan muncul.
Fisikawan Belanda
Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) mengusulkan persamaan keadaan gas nyata,
yang dinyatakan sebagai persamaan keadaan van der Waals atau persamaan van der
Waals. Ia memodifikasi persamaan gas ideal (persamaaan 6.5) dengan cara sebagai
berikut: dengan menambahkan koreksi pada P untuk mengkompensasi interaksi
antarmolekul; mengurango dari suku V yang menjelaskan volume real molekul gas.
Sehingga didapat:
[P + (n2a/V2)] (V –
nb) = nRT (6.12)
Keterangan :
P = tekanan
V = volume
n = jumlah mol zat
Vm = V/n = volume molar, volume 1 mol gas atau
cairan
T = temperatur (K)
R = tetapan gas
ideal (8.314472 J/(mol·K))
[P + (n2a/V2)] (V – nb) = nRT
(6.12)
a dan b adalah nilai yang ditentukan secara eksperimen untuk setiap gas dan
disebut dengan tetapan van der Waals (Tabel 2.1). Semakin kecil nilai a dan b menunjukkan bahwa perilaku gas semakin
mendekati perilaku gas ideal. Besarnya nilai tetapan ini juga berhbungan denagn
kemudahan gas tersebut dicairkan.
Tabel 2.1 Nilai tetapan gas yang umum
kita jumpai sehari-hari.
gas
|
a(atm dm6 mol-2)
|
b(atm dm6 mol-2)
|
He
|
0,0341
|
0,0237
|
Ne
|
0,2107
|
0,0171
|
H2
|
0,244
|
0,0266
|
NH3
|
4,17
|
0,0371
|
N2
|
1,39
|
0,0391
|
C2H
|
4,47
|
0,0571
|
CO2
|
3,59
|
0,0427
|
H2O
|
5,46
|
0,0305
|
CO
|
1,49
|
0,0399
|
Hg
|
8,09
|
0,0170
|
O2
|
1,36
|
0,0318
|
Gas nyata (real gas) bersifat menyimpang dari gas ideal,
terutama pada tekanan tinggi dan suhu rendah.
Teori Kinetika gas menjelaskan Postulat 1: massa gas
dapat diabaikan jika dibandingkan dengan volume bejana. Pada tekanan tinggi, atau jika jumlah molekul banyak,
volume gas harus diperhitungkan à volume ideal sebetulnya lebih kecil dari
volume real.
à Menurut Van Der Waals, koreksi volume tergantung dari n
(junlah mol gas)
b = tetapan koreksi volume
b = tetapan koreksi volume
Pada tekanan tinggi à rapatan gas tinggi à molekul2
sangat berdekatan à gaya antar molekul harus diperhitungkan à karena ada gaya
tarik menarik à tekanan yang sebenarnya lebih rendah dari tekanan ideal.
Pengurangan tekanan karena kerapatan gas adalah:
1. Berbanding lurus dengan jml tabrakan dgn dinding atau
dengan konsentrasi gas
2. Berbanding lurus dengan gaya tabrakan à berbanding
lurus dengan konsentrasi gas
2.2
Sifat – sifat gas ideal
Gas
dianggap terdiri atas molekul-molekul gas yang disebut partikel. Teori ini
tidak mengutamakan kelakuan sebuah partikel tetapi meninjau sifat zat secara
keseluruhan sebagai hasil rata-rata kelakuan partikel tersebut. Untuk
menyederhanakan permasalahan teori kinetik gas diambil pengertian tentang gas
ideal, dalam hal ini gas dianggap sebagai
gas ideal.
Sifat-sifat
gas ideal adalah sebagai berikut.
1. Terdiri atas partikel yang banyak
sekali dan bergerak sembarang.
2. Setiap partikel mempunyai masa yang
sama.
3. Tidak ada gaya tarik menarik antara
partikel satu dengan partikel lain.
4. Jarak antara partikel jauh lebih
besar disbanding ukuran sebuah partikel.
5. Jika partikel menumbuk dinding atau
partikel lain, tumbukan dianggap lenting sempurna.
6. Hukum Newton tentang gerak berlaku.
7. Gas selalu memenuhi hukum Boyle-Gay
Lussac.
Dari
berbagai sifat di atas, yang paling penting adalah tekanan gas. Misalkan suatu
cairan memenuhi wadah. Bila cairan didinginkan dan volumenya berkurang, cairan
itu tidak akan memenuhi wadah lagi. Namun, gas selalu akan memenuhi ruang tidak
peduli berapapun suhunya. Yang akan berubah adalah tekanannya.
Alat
yang digunakan untuk mengukur tekanan gas adalah manometer. Prototipe
alat pengukur tekanan atmosfer, barometer, diciptakan oleh Torricelli. Tekanan
didefinisikan gaya per satuan luas, jadi tekanan = gaya/luas.
Dalam SI, satuan gaya adalah Newton (N), satuan luas m2,
dan satuan tekanan adalah Pascal (Pa). 1 atm kira-kira sama dengan tekanan 1013
hPa.
1
atm = 1,01325 x 105 Pa = 1013,25 hPa
Namun,
dalam satuan non-SI unit, Torr, kira-kira 1/760 dari 1 atm, sering digunakan
untuk mengukur perubahan tekanan dalam reaksi kimia.
2.3 Sifat – sifat gas nyata
Sifat gas nyata:
a.
volume molekul gas nyata tidak dapat
diabaikan
b. Terdapat gaya tarik menarik antara
molekul-molekul gas terutama jika tekanan diperbesar atau volum diperkecil
c. Adanya interaksi atau gaya tarik menarik
antar molekul gas nyata yang sangat kuat, menyebabkan gerakan molekulnya tidak
lurus, dan tekanan ke dinding menjadi kecil, lebih kecil daripada gas ideal.
2.4 Hukum – hukum gas
Hubungan
antara tekanan, temperatur dan volume pada gas telah dibuktikan sedemikian rupa dalam beberapa
hukum gas . Hukum-hukum gas ini
memungkinkan kita untuk menentukan bagaimana pe ngaruh yang disebabkan oleh perubahan salah satu faktor
terhada p faktor lainnya. Gas yang
betul-betul memenuhi hukum-hukum gas sempurna
(perfect gas). Namun tidak satu
gaspun yang benar-benar sempurna,
tetapi
dari hasil-hasil penelitian ada beberapa
gas yang mendekati kondisi
gas
sempurna tersebut. Seperti halnya refrigerant
yang digunakan sebagai bahan pendingin
dalam teknik pendingin, walaupun dipanasi sampai di atas titik
didihnya, tetap tidak akan menjadi gas
sempurna, karenanya tidak akan mengikuti
hukum-hukum tersebut secara tepat. Namun walaupun demikian secara pendekatan hukum-hukum gas tersebut tetap
bisa digunakan untuk menentukan pengaruh
daripada perubahan tekanan temperatur dan volume.
2.4.1 Hukum Boyle
Hukum Boyle (atau sering
direferensikan sebagai Hukum
Boyle-Mariotte) adalah salah satu dari banyak hukum kimia dan merupakan
kasus khusus dari hukum kimia ideal. Hukum Boyle
mendeskripsikan kebalikan hubungan proporsi antara tekanan absolut dan volume udara, jika
suhu tetap konstan dalam sistem tertutup. Hukum ini
dinamakan setelah kimiawan dan fisikawan Robert Boyle, yang
menerbitkan hukum aslinya pada tahun 1662. Hukumnya sendiri berbunyi:
”Untuk jumlah
tetap gas ideal tetap di suhu yang sama, P [tekanan] dan V [volume] merupakan proporsional
terbalik (dimana yang satu ganda, yang satunya setengahnya).”
Hukum Boyle menyatakan bahwa "dalam suhu tetap"
untuk massa yang sama, tekanan absolut dan volume udara terbalik secara
proporsional. Hukum ini juga bisa dinyatakan sebagai: secara agak berbeda,
produk dari tekanan absolut dan volume selalu konstan.
VOLUME dan TEKANAN
Boyle mengamati bahwa dengan
mengenakan tekanan dengan sejumlah volume tertentu merkuri, volume gas, yang
terjebak dalam tabung delas yang tertutup di salah satu ujungnya, akan
berkurang. Dalam percobaan ini, volume gas diukur pada tekanan lebih besar dari
1 atm.
Boyle membuat pompa vakum
menggunakan teknik tercangih yang ada waktu itu, dan ia mengamati bahwa gas
pada tekanan di bawah 1 atm akan mengembang. Setelah ia melakukan banyak
percobaan, Boyle mengusulkan persamaan untuk menggambarkan hubungan antara
volume V dan tekanan P gas.
Penampilan grafis dari percobaan
Boyle dapat dilakukan dengan dua cara. Bila P diplot sebagai ordinat dan V
sebagai absis, didapatkan hiperbola (Gambar 6.1(a)). Kedua bila V diplot
terhadap 1/P, akan didapatkan garis lurus (Gambar 6.1(b)).
(a) Plot hasil percobaan; tekanan
vs. volume
(b) Plot hasil percobaan; volume vs
1/tekanan. Catat bahwa kemiringan k tetap.
Volume
dan temperatur
Setelah lebih dari satu abad
penemuan Boyle ilmuwan mulai tertarik pada hubungan antara volume dan
temperatur gas. Mungkin karena balon termal menjadi topik pembicaraan di
kotakota waktu itu. Kimiawan Perancis Jacques Alexandre César Charles
(1746-1823), seorang navigator balon yang terkenal pada waktu itu, mengenali
bahwa, pada tekanan tetap, volume gas akan meningkat bila temperaturnya
dinaikkan. Hubungan ini disebut dengan hukum Charles, walaupun datanya
sebenarnya tidak kuantitatif. Gay-Lussac lah yang kemudian memplotkan volume
gas terhadap temperatur dan mendapatkan garis lurus (Gambar 6.2). Karena alasan
ini hukum Charles sering dinamakan hukum Gay-Lussac. Baik hukum
Charles dan hukum Gay-Lussac kira-kira diikuti oleh semua gas selama tidak
terjadi pengembunan.
Pembahasan menarik dapat dilakukan
dengan hukum Charles. Dengan mengekstrapolasikan plot volume gas terhadap
temperatur, volumes menjadi nol pada temperatur tertentu. Menarik bahwa
temperatur saat volumenya menjadi nol sekiatar -273°C (nilai tepatnya adalah
-273.2 °C) untuk semua gas. Ini mengindikasikan bahwa pada tekanan tetap, dua
garis lurus yang didapatkan dari pengeplotan volume V1 dan V2
dua gas 1 dan 2 terhadap temperatur akan berpotongan di V = 0.
Fisikawan Inggris Lord Kelvin
(William Thomson (1824-1907)) megusulkan pada temperatur ini temperatur molekul
gas menjadi setara dengan molekul tanpa gerakan dan dengan demikian volumenya
menjadi dapat diabaikan dibandingkan dengan volumenya pada temperatur kamar,
dan ia mengusulkan skala temperatur baru, skala temperatur Kelvin, yang
didefinisikan dengan persamaan berikut.
273,2 + °C = K
Kini temperatur Kelvin K disebut
dengan temperatur absolut, dan 0 K disebut dengan titik nol absolut.
Dengan menggunakan skala temperatur absolut, hukum Charles dapat diungkapkan
dengan persamaan sederhana
V = bT (K)
dengan b adalah konstanta yang tidak
bergantung jenis gas.
Menurut Kelvin, temperatur adalah
ukuran gerakan molekular. Dari sudut pandang ini, nol absolut khususnya menarik
karena pada temperatur ini, gerakan molekular gas akan berhenti. Nol absolut
tidak pernah dicapai dengan percobaan. Temperatur terendah yang pernah dicapai
adalah sekitar 0,000001 K.
Avogadro menyatakan bahwa gas-gas
bervolume sama, pada temperatur dan tekanan yang sama, akan mengandung jumlah
molekul yang sama (hukum Avogadro). Hal ini sama dengan menyatakan bahwa volume
real gas apapun sangat kecil dibandingkan dengan volume yang ditempatinya. Bila
anggapan ini benar, volume gas sebanding dengan jumlah molekul gas dalam ruang
tersebut. Jadi, massa relatif, yakni massa molekul atau massa atom gas, dengan
mudah didapat.
Kebanyakan udara berjalan seperti udara ideal saat tekanan dan suhu cukup. Teknologi
pada abad ke-17 tidak dapat memproduksi tekanan tinggi atau suhu rendah. Tetapi,
hukum tidak mungkin memiliki penyimpangan pada saat publikasi. Sebagai kemajuan
dalam teknologi membolehkan tekanan lebih tinggi dan suhu lebih rendah,
penyimpangan dari sifat udara ideal bisa tercatat, dan hubungan antara tekanan
dan volume hanya bisa akurat, dijelaskan sebagai teori udara sesungguhnya. Penyimpangan
ini disebut sebagai faktor kompresibilitas.
Robert Boyle (dan Edme Mariotte) menyatakan bahwa hukum
tersebut berasal dari eksperimen yang mereka lakukan. Hukum ini juga bisa
berasal secara teori, berdasarkan anggapan bahwa atom dan molekul dan asumsi
tentang gerakan dan elastis sempurna (lihat teori kinetis udara). Asumsi
tersebut ditemukan dengan resisten hebat dalam komunitas ilmiah positif saat
itu, tetapi, saat mereka terlihat, merupakan konstruksi teoretis murni yang
tidak ada sedikit pun bukti pengamatan.
Pada tahun 1738, Daniel Bernoulli, mengembangkan
teori Boyle menggunakan Hukum Newton dengan
aplikasi tingkat molekul. Ini tetap tidak digubris sampai kira-kira tahun 1845,
dimana John Waterston menerbitkan bangunan kertas dengan
persepsi utama adalah teori kinetis; tetap tidak digubris oleh Royal Society of England. Kemudian, James
Prescott Joule, Rudolf Clausius, dan Ludwig
Boltzmann menerbitkan teori kinetis udara, dan menarik
perhatian teori Bernoulli dan Waterston.
Debat antara proponen energetika dan atomisme mengantar
Boltzmann untuk menulis buku pada tahun 1898, dimana membuahkan kritik dan
mengakibatkan ia bunuh diri pada tahun 1906. Albert Einstein, pada tahun
1905, memperlihatkan bagaimana teori kinetis berlaku kepada Gerakan Brown dengan partikel yang berisi fluida,
dikonfirmasi tahun 1908 oleh Jean Perrin.[8]
Persamaan
Persamaan matematis untuk Hukum Boyle
adalah:
dimana:
p
= berarti sistem tekanan.
k = jumlah konstan tekanan dan volume dari sistem
tersebut.
Selama suhu tetap konstan, jumlah energi yang sama
memberikan sistem persis selama operasi dan, secara teoritis, jumlah k
akan tetap konstan. Akan tetapi, karena penyimpangan tegak lurus diterapkanm,
kemungkinan kekuatan probabilistik dari tabrakan dengan partikel lain, seperti teori tabrakan, aplikasi kekuatan permukaan tidak
mungkin konstan secara tak terbatas, seperti jumlah k, tetapi akan
mempunyai batas dimana perbedaan jumlah
tersebut terhadap a.
Kekuatan volume v dari kuantitas tetap udara naik,
menetapkan udara dari suhu yang telah diukur, tekanan p harus turun
secara proporsional. Jika dikonversikan, menurunkan volume udara sama dengan
meninggikan tekanan.
Hukum Boyle biasa digunakan untuk memprediksi hasil
pengenalan perubahan, dalam volume dan tekanan saja, kepada keadaan yang sama
dengan keadaan tetap udara. Sebelum dan setelah volume dan tekanan tetap
merupakan jumlah dari udara, dimana sebelum dan sesudah suhu tetap (memanas dan
mendingin bisa dibutuhkan untuk kondisi ini), memiliki hubungan dengan
persamaan:
Hukum Boyle, Hukum Charles, dan Hukum Gay-Lusaac menghasilkan hukum kombinasi udara. Tiga hukum
udara tersebut berkombinasi dengan Hukum Avogadro dan
disamaratakan dengan hukum udara ideal.
Contoh penggunaan
1.
Pergantian tekanan dalam penyuntik
2.
Meniup balon
3.
Peningkatan ukuran gelembung saat
mereka naik ke permukaan.
4.
Kematian makhluk laut dalam karena
perubahan tekanan.
5.
Masalah pada telinga di ketinggian
tinggi.
2.4.2 Hukum Gay Lussac
Hukum
Gay-Lussac dapat merujuk kepada salah satu dari dua hukum
kimia yang dikemukakan oleh kimiawan
Perancis
Joseph Louis Gay-Lussac.
Keduanya berhubungan dengan sifat-sifat gas.
Tekanan dari sejumlah tetap gas pada
volum yang tetap berbanding lurus dengan temperaturnya dalam kelvin
Secara matematis dapat dinyatakan
atau
dimana:
Hukum ini dapat dibuktikan melalui teori
kinetik gas,
karena temperatur adalah ukuran rata-rata energi kinetik, dimana jika energi kinetik gas meningkat, maka partikel-partikel gas akan bertumbukan dengan dinding/wadah lebih cepat,
sehingga meningkatkan tekanan.
Hukum Gay-Lussac dapat dituliskan sebagai perbandingan dua
gas
Perbandingan volum antara gas-gas
dalam suatu reaksi kimia adalah perbandingan bilangan bulat sederhana
Misalnya perbandingan volum hidrogen dan oksigen yang dihasilkan dari penguraian air adalah 2:1. Hukum ini merupakan
salah satu dasar dari stoikiometri gas modern, dan hipotesis Avogadro pada 1811 berasal dari hukum ini.
2.4.3 Hukum Charles
Hukum Charles
juga kadang-kadang disebut Hukum Gay-Lussac atau Hukum Charles Gay-Lussac,
karena Gay-Lussac lah yang pertama kali mempublikasikan penemuan ini pada 1802.
Jacques Charles
telah menemukannya lebih dahulu pada 1787,
namun tidak mempublikasikannya. Belakangan hukum ini lebih sering disebut hukum
Charles karena kemudian Gay-Lussac menemukan hukum-hukum lain yang dinamakan
sesuai namanya.
Hukum Charles dapat dinyatakan
sebagai jika wadah ditempati oleh sampel gas pada tekanan konstan maka volume
berbanding lurus dengan suhu.
V / T = konstan
·
V
adalah volume
·
T
adalah temperatur (diukur dalam Kelvin)
Hukum Charles dapat disusun kembali menjadi dua persamaan berguna
lainnya.
V1
/ T1 = V2 / T2
·
V1
adalah volume awal
·
T1
adalah suhu awal
·
V2
adalah volume akhir
·
T2 adalah suhu akhir
V2
= V1 (T2 / T1)
·
V2
adalah volume akhir
·
T2
adalah suhu akhir
·
V1
adalah volume awal
·
T1
adalah suhu awal
2.4.4 Hukum Dalton
John dalton (1766-1844) adalah
seorang ahli fisika dan kimia dari inggris yang berhasil menemukan hukum
proporsi ganda dan hukum gas atau hukum dalton. Dalton disebut juga sebagai
"bapak teori atom" karena menemukan teori atom yang ilmiah dan bukan
teori democritus dari Yunani kuno yang filosofis dan spekulatif. Dalton
menyuguhkan teori atom kuantitatif, jelas, dan jernih yang dapat di gunakan
dalam penafsiran percobaan kimiadan dapat dicoba secara tepat di laboratorium.
Tahun
1801 Dalton menemukan sebuah hukum empiris, yang kemudian di kenal dengan nama
hukum dalton. Hukum Dalton menyatakan bahwa tekanan total suatu campuran gas
adalah sama dengan jumlah tekanan parsial masing - masing bagian gas. Tekanan
parsial adalah tekanan yang akan dimiliki masing - masing gas bila berada
sendiri dengan volume seluruh campuran gas pada suhu yang sama. Hukum Dalton
dapat diterangkan dengan menggunakan teori kinetik gas yang menyatakan bahwa
gas bersifat ideal dan tidak ada reaksi kimia antara bagian - bagian gas.
2.4.5
Persamaan keadaan van der Waals
Fisikawan Belanda Johannes Diderik
van der Waals (1837-1923) mengusulkan persamaan keadaan gas nyata, yang
dinyatakan sebagai persamaan keadaan van der Waals atau persamaan van
der Waals. Ia memodifikasi persamaan gas ideal (persamaaan 6.5) dengan cara
sebagai berikut: dengan menambahkan koreksi pada P untuk mengkompensasi
interaksi antarmolekul; mengurango dari suku V yang menjelaskan volume real
molekul gas. Sehingga didapat:
[P + (n2a/V2)]
(V – nb) = nRT
a dan b adalah nilai yang ditentukan
secara eksperimen untuk setiap gas dan disebut dengan tetapan van der Waals
(Tabel 2.1). Semakin kecil nilai a dan b menunjukkan bahwa perilaku gas semakin
mendekati perilaku gas ideal. Besarnya nilai tetapan ini juga berhbungan denagn
kemudahan gas tersebut dicairkan.
Latihan Gas ideal dan gas nyata
Suatu sampel 10,0 mol karbon
dioksida dimasukkan dalam wadah 20 dm3 dan diuapkan pada temperatur
47 °C. Hitung tekanan karbon dioksida (a) sebagai gas ideal dan (b) sebagai gas
nyata. Nilai hasil percobaan adalah 82 atm. Bandingkan dengan nilai yang Anda
dapat.
Jawab: Tekanan menurut anggapan gas
ideal dan gas nyata adalah sbb:
P = nRT/V = [10,0 (mol) 0,082(dm3
atm mol-1 K-1) 320(K)]/(2,0 dm3) = 131 atm
Nilai yang didapatkan dengan
menggunakan persamaan 6.11 adalah 82 atm yang identik dengan hasil percobaan.
Hasil ini nampaknya menunjukkan
bahwa gas polar semacam karbon dioksida tidak akan berperilaku ideal pada
tekanan tinggi.
b.
Temperatur dan tekanan kritis
Karena uap air mudah mengembun menjadi
air, telah lama diharapkan bahwa semua gas dapat dicairkan bila didinginkan dan
tekanan diberikan. Namun, ternyata bahwa ada gas yang tidak dapat dicairkan
berapa besar tekanan diberikan bila gas berada di atas temperatur tertentu yang
disebut temperatur kritis. Tekanan yang diperlukan untuk mencairkan gas
pada temperatur kritis disebut dengan tekanan kritis, dan wujud materi
pada temperatur dan tekanan kritis disebut dengan keadaan kritis.
Temperatur kritis ditentukan oleh
atraksi intermolekul antar molekul-molekul gas. Akibatnya temperatur kritis gas
nonpolar biasanya rendah. Di atas nilai temperatur kritis, energi kinetik
molekul gas jauh lebih besar dari atraksi intermolekular dan dengan demikian
pencairan dapat terjadi.
Tabel 6.2 Temperatur dan tekanan
kritis beberapa gas yang umum dijumpai.
Gas
|
Temperatur
kritis (K) |
Tekanan
kritis (K) |
Gas
|
Temperatur
kritis (K) |
Tekanan
kritis (atm)
|
H2O
|
647,2
|
217,7
|
N2
|
126,1
|
33,5
|
HCl
|
224,4
|
81,6
|
NH3
|
405,6
|
111,5
|
O2
|
153,4
|
49,7
|
H2
|
33,3
|
12,8
|
Cl2
|
417
|
76,1
|
He
|
5,3
|
2,26
|
c.
Pencairan gas
Di antara nilai-nilai koreksi
tekanan dalam tetapan van der Waals, H2O, amonia dan karbon dioksida
memiliki nilai yang sangat besar, sementara oksigen dan nitrogen dan gas lain
memiliki nilai pertengahan. Nilai untuk helium sangat rendah.
Telah dikenali bahwa pencairan
nitrogen dan oksigen sangat sukar. Di abad 19, ditemukan bahwa gas-gas yang
baru ditemukan semacam amonia dicairkan dengan cukup mudah. Penemuan ini
merangsang orang untuk berusaha mencairkan gas lain. Pencairan oksigen atau
nitrogen dengan pendinginan pada tekanan tidak berhasil dilakukan. Gas semacam
ini dianggap sebagai “gas permanen” yang tidak pernah dapat dicairkan.
Baru kemudian ditemukan adanya
tekanan dan temperatur kritis. Hal ini berarti bahwa seharusnya tidak ada gas
permanen. Beberapa gas mudah dicairkan sementara yang lain tidak. Dalam proses
pencairan gas dalam skala industro, digunakan efek Joule-Thomson. Bila
suatu gas dimasukkan dalam wadah yang terisolasi dengan cepat diberi tekan
dengan menekan piston, energi kinetik piston yang bergerak akan meningkatkan
energi kinetik molekul gas, menaikkan temperaturnya (karena prosesnya
adiabatik, tidak ada energi kinetik yang dipindahkan ke dinding, dsb). Proses
ini disebut dengan kompresi adiabatik. Bila gas kemudian dikembangkan
dengan cepat melalui lubang kecil, temperatur gas akan menurun. Proses ini
adalah pengembangan adiabatik. Dimungkinkan untuk mendinginkan gas
dengan secara bergantian melakukan pengembangan dan penekanan adiabatik cepat
sampai pencairan.
Dalam laboratorium, es, atau
campuran es dan garam, campuran es kering (padatan CO2) dan aseton
biasa digunakan sebagai pendingin. Bila temperatur yang lebih rendah
diinginkan, nitrogen cair lebih cocok karena lebih stabil dan relatif murah.
BAB III
PENUTUP
3.1 Kesimpulan
Kesimpulan
dari penulisan di atas adalah gas dibagi menjadi dua, yaitu gas ideal dan gas nyata. Gas ideal merupakan
sebuah gas yang mematuhi persamaan gas umum dari PV = nRT
yang disampaikan secara singkat, sedangkan gas nyata adalah gas yang tidak
mematuhi persamaan gas umum
dan menggunakan hukum-hukum gas hanya
pada saat tekanan rendah. (Maron, Samuel Herbert : 5).
Hukum – hukum yang digunakan untuk
menetukan gas tersebut adalah :
1.
Hukum
boyle
2.
Hukum
Charles
3.
Hukum
gay lussac
4.
Hukum
dalton
DAFTAR
PUSTAKA
Castka, Joseph F.;
Metcalfe, H. Clark; Davis, Raymond E.; Williams, John E. (2002). Modern
Chemistry. Holt, Rinehart and Winston
Maron, Samuel H, and Lando, J.B.
Fundamentals oh Physical Chemistry. New York : Macmillan publishing co.inc.
Mascetta, Joseph A. (1998). How to
Prepare for the SAT II Chemistry. Barron's.