Chemical Engineering: gas ideal dan gas nyata

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

V_m = 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

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)).

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/pengantar/pengantarkimia-terjemah_img_65.jpg

(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.

http://www.chem-is-try.org/wp-content/migrated_images/pengantar/pengantarkimia-terjemah_img_66.jpg

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:

$\qquad\qquad pV = k$

dimana:

p = berarti sistem tekanan.

V = berarti volume udara.

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:

$p_1 V_1 = p_2 V_2. \,$

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.

Pada 1802, Gay-Lussac menemukan bahwa

Tekanan dari sejumlah tetap gas pada volum yang tetap berbanding lurus dengan temperaturnya dalam kelvin

Secara matematis dapat dinyatakan

${P}\propto{T}$

atau

$\frac{P}{T}=k$

dimana:

P = tekanan gas.

T = temperatur gas (dalam Kelvin).

k = sebuah konstanta.

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

$\frac{P_1}{T_1}=\frac{P_2}{T_2} \qquad \mathrm{or} \qquad {P_1}{T_2}={P_2}{T_1}$

Hukum Gay-Lussac 1809, hukum ini disebut juga hukum gabungan volum, yang ditemukan pada 1809

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

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