GAS DAN SIFAT-SIFATNYA

Dari ketiga keadaan materi, gas adalah yang paling sederhana bila dipandang dari sudut

tingkat molekuler, akibatnya sifat-sifat gas dapat dimengerti dengan baik.

12.1 SIFAT GAS

Gas sangat berbeda dibandingkan dengan cairan dan padatan :

- Gas dapat berekspansi secara spontan memenuhi wadah, sehingga volume gas = volume

wadah. Cairan dan padatan tidak dapat berekspansi memenuhi wadah.

- Gas mudah dikompresi dengan memberi tekanan, sehingga volume semakin kecil. Cairan

dan padatan sukar dikompresikan.

- Gas membentuk campuran homogen. Contoh : Campuran air dan gasoline cair

membentuk dua lapisan, akan tetapi uap air dan uap gasoline membentuk campuran

homogen.

Adanya perbedaan karakteristik tsb. disebabkan karena jarak antar molekul gas sangat

berjauhan. Contoh di dalam udara yang kita hirup, molekul gas hanya menempati kira-kira

0,1% dari total volume, sisanya berupa ruang kosong. Akibatnya molekul gas saling

independen. Sebaliknya, molekul di dalam cairan saling berdekatan, menempati sekitar 70%

dari total wadah. Adanya gaya tarik antar molekul, menyebabkan tetap molekul berada dalam

keadaan cair.

Untuk menjelaskan gas, hanya dibutuhkan empat besaran : tekanan, volume,

temperatur dan jumlah gas.

Tekanan gas

Bila kita meniup balon dengan terlalu banyak memasukan udara, maka balon dapat

pecah. Hal ini, disebabkan karena adanya gaya dari molekul gas yang menumbuk permukaan

balon bagian dalam, dan Gaya per satuan luas disebut tekanan gas.

P = AF

P = tekanan

A = luas permukaan

G = gaya

Satuan tekanan :

1 atm = 760 mm Hg

1 pascal (Pa) = 1 newton / meter2

1 atm = 101,325x105 Pa = 101,325 kPa

1 atm = 1,013 bar

Contoh 12.1: konversi satuan tekanan

Konversikan satuan tekanan 635 mmHg menjadi satuan tekanan atmosfir (atm), bar dan

kilopascal (kPa).

Jawab :

635 mmHg X mmHg

atm760

00,1 = 0,836 atm

0,836 atm X atm

bar1013,1 = 0,847 bar

635 mm Hg X mmHg

kPa760

325,101 = 84,7 kPa

Pengukuran tekanan udara

Molekul udara akan ditarik oleh gaya gravitasi ke permukaan bumi memberikan

tekanan terhadap permukaan bumi, yang disebut tekanan udara.

Gambar 4.1. Tekanan udara

Pengukuran tekanan udara dengan menggunakan barometer. Barometer Toricelli

menggunakan kolom gelas ditelungkupkan dalam pringan berisi air raksa. Tekanan dari

molekul udara mendorong air raksa ke atas dalam tabung gelas. Berat air raksa dalam tabung

sama dengan berat udara yang menekan permukaan air raksa di dalam piringan.

Gambar 4.2 Barometer air raksa

Pengukuran tekanan gas dengan menggunakan manometer air raksa. Alat ini sering

digunakan dalam laboratorium untuk mengukur tekanan gas.

Gambar 4.3 Manometer tabung U.

12.2 HUKUM GAS berdasarkan experiment

Hukum Boyle :

Robert Boyle (1627-1691) menyatakan : volume gas pada temperatur tertentu berbanding

terbalik terhadap tekanan.

P ~ V1 atau P V = CB atau P1V1 = P2V2 (1)

Contoh : Jika tekanan luar terhadap balon dikurangkan, maka balon akan berekspansi. Hal ini

dapat menjelaskan mengapa balon udara akan mengembang apabila naik ke udara yang

memiliki tekanan udara lebih kecil dibandingkan di permukaan bumi.

Contoh aplikasi hukum Boyle lainnya adalah saat kita bernafas. Saat menghirup udara,

volume paru-paru membesar dan tekanan semakin kecil. Saat udara dikeluarkan, volume

paru-paru mengecil dan mengakibatkan tekanan membesar.

Boyle melakukan eksperimen dengan menggunakan tabung berbentuk J seperti terlihat

pada Gambar 12.4.

(a) Mula-mula volume gas yang terperangkap dalam tabung J sebesar 60 mL bila tekanan 760

torr.

(b) Bila ditambahkan air raksa, volume gas yang terperangkap berkurang menjadi 30 mL.

Pada saat ini tekanan total 1520 torr (tekanan udara ditambah dengan tekanan dari kolom

merkuri setinggi 760 mm). Tekanan diperbesar dua kali, volume berkurang setengahnya.

(a) (b)

Gambar .4.4. Percobaan Boyle.

Grafik antara V terhadap P dapat dilihat pada Gambar .12.5.

Gambar 4.5. Grafik berdasarkan hukum Boyle

Soal 12.1 : hukum Boyle

Suatu sampel gas nitrogen di dalam air bag mobil dengan volume 65,0 L menghasilkan

tekanan 745 mm Hg. Bila sampel gas tsb. dipindahkan ke dalam bag 25,0 L pada temperatur

yang sama, berapakah tekanan gas di dalam bag tsb ?.

Jawab :

P2 = 211

VVP =

)0,25()0,65)(745(

LLmmHg = 1940 mmHg

Hukum Charles

Pada tahun 1787, seorang scientist Perancis Jacques Charles (1746-1823) menyatakan :

volume gas pada tekanan konstan bertambah secara linier bertambahnya temperatur.

V ~ T atau TV = Cc atau

11

TV =

22

TV

(2)

Satuan T dalam Kelvin

Balon berisi udara panas akan naik ke udara, karena udara mengembang bila dipanaskan.

Densitas udara panas di dalam balon menjadi lebih kecil dibandingkan dengan densitas udara

dingin disekitarnya pada tekanan yang sama. Adanya perbedaan densitas ini menyebabkan

balon akan naik ke udara.

Grafik volume terhadap temperatur (Gambar 12.6).

Gambar 4.6. Grafik berdasarkan hukum Charles

Volume dua sampel gas yang berbeda akan berkurang dengan semakin meningkatnya

temperatur ( tekanan konstan). Bila kurva diekstrapolasi sampai temperatur 273oC, volume

gas nol. Sebenarnya kondisi ini tak dapat terealisasi, karena semua gas mencair atau memadat

sebelum mencapai temperatur tsb.

Temperatur Kelvin

Pada tahun 1848, William Thomson (1824-1907) yang dikenal juga dengan nama Lord

Kelvin, mengusulkan skala Kelvin. Berdasarkan skala ini 0 K (disebut nol absolut) =

- 273,15oC atau 0 OC = 273,15 K

K adalah satuan Kelvin

Soal 12.2 : hukum Charles

Suatu balon diisi dengan helium sampai volumenya 45 L pada suhu kamar (25OC). Bila balon

tsb. didinginkan sampai 10OC, berapa volume balon sekarang ?. Tekanan dianggap tidak

berubah.

Gabungan hukum Boyle dan Charles

1

11TVP =

222

TVP

(3)

Soal 12.3 : kombinasi hukum Boyle dan Charles

Balon berisi helium digunakan untuk membawa peralatan scientific ke udara. Misalkan balon

diterbangkan pada temperatur 22,5oC dan tekanan barometer 754 mm Hg, volume balon

4,19x103 L. Berapakah volume balon pada ketinggian 20 mil yang bertekanan 760,0 mm Hg

dan temperatur 33,0oC ?.

Hukum Gay-Lussac

Seorang ahli kimia dari Perancis, Joseph Gay-Lussac (1778-1850), menyatakan, bahwa

perbandingan volume gas dalam suatu reaksi selalu merupakan bilangan bulat yang kecil,

selama volume diukur pada temperatur dan tekanan yang sama. Pernyataan ini disebut Gay-

Lussacs law of combining volume

+

Dua volume hydrogen Satu Volume Dua volume uap air Oksigen

Persamaan Reaksi : H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

Gambar 12.7 Ilustrasi hukum Guy-Lussac

Hukum Guy-Lussac pada awalnya hanya berdasarkan pada hasil pengamatan eksperimen,

sampai akhirnya pada tahun 1811 seorang ahli fisika dan pengacara dari Itali Amedeo

Avogadro (1776-1856) mengajukan hipotesa, bahwa gas dengan volume yang sama pada

kondisi temperatur dan tekanan yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama.

Contoh : 100 mL molekul gas H2 mengandung jumlah molekul dua kali lipat dari 50 mL O2

dan reaksi kedua gas tsb. akan menghasilkan 100 mL molekul gas H2O.

Hukum Avogadro : kelanjutan dari hipotesa Avogadro.

Volume gas pada temperatur dan tekanan tertentu sebanding terhadap jumlah mol gas.

V ~ n V = k n (4) Pada STP (temperatur dan tekanan standar, 0OC dan 1 atm) : 1 mol = 22,4 L = mengandung 6,02 x 1023 molekul gas Soal 12.4 : Amoniak dapat dibuat dari unsur -unsurnya : N2 (g) + H2(g) 2 NH3 (g)

Bila H2 yang digunakan 15,0 L, berapakah N2 yang dibutuhkan dan berapakah NH3 yang

dihasilkan (pada kondisi yang sama ).

Jawab ;

H2 yang dibutuhkan = 15,0 L H2 X 2321

LHLN = 5,00 L N2

NH3 yang dihasilkan = 15,0 L H2 X 2332

LHLNH = 10,0 L NH3

1.3 HUKUM GAS IDEAL

Gabungan hukum Boyle, Charles dan Avogadro menghasilkan hukum gas ideal.

Hukum Boyle : V ~ P1 ( T, n konstan)

Hukum Charles : V ~ T (P,n konstan)

Hukum Avogadro : V ~ n (T,P konstan)

V ~ P

nT atau V = P

RnT

Atau PV = nRT persamaan gas ideal (5) R = konstanta gas Nilai R untuk kondisi STP (0OC, 1 atm) :

R = nTPV =

)15,273)(0000,1()414,22)(0000,1(

KmolLatm = 0,082057

molKatmL..

Untuk 1,000 mol gas ideal pada 1,000 atm dan 0,00oC (273,15 K), menurut persamaan gas ideal volume gas :

==

PnRTV L

atmKmolLatmmol 4,22

000,1)15,273)(/08206,0)(000,1( =

Volume dari 1 mol gas disebut volume molar.

Soal 12.5 : hukum gas ideal

Nitrogen di dalam air bag dengan volume 65 L menghasilkan tekanan 829 mm Hg pada

25OC. Berapakah jumlah ( mol) N2 di dalam air bag tsb?.

Densitas gas dan Massa molar

Persamaan gas ideal PV = nRT

PV = Mm RT

d = Vm =

RTPM (6)

Pengukuran densitas gas pada temperatur dan tekanan tertentu data digunakan untuk

menghitung massa molar.

Soal 12.6 : densitas gas dan massa molar :

Densitas suatu gas adalah 1,23 g/L pada STP. Hitung massa molarnya.

Jawab :

M = P

dRT = atm

KmolKatmLLg00,1

)15,273)(./..082057,0)(/23,1( = 27,6 g/mol

Densitas gas mempunyai implikasi praktis, yaitu dari persamaan (6) terlihat :

- Densitas berbanding terbalik terhadap temperatur.

Contoh : balon berisi udara panas dapat naik ke angkasa, karena dengan meningkatnya

temperatur, densitas gas semakin menurun (dianggap tekanan di dalam balon tetap). Seperti

halnya balon berisi hidrogen dan helium, maka balon berisi udara panas juga dapat terbang.

- Densitas gas berbanding langsung terhadap massa molar.

Contoh : Udara kering dengan massa molar rata-rata 29 g/ mol, mempunyai densitas sekitar

1,2 g/L pada 1 atm dan 25OC. Gas atau uap dengan massa molar lebih besar dari 29 g/mol,

mempunyai densitas lebih besar dari 1,2 g/L. Oleh karena itu, gas seperti CO2, SO2 dan uap

gasolin tidak akan naik ke udara bila dilepaskan ke udara, sebaliknya H2, He, CO, CH4 (

metana) dan NH3 akan naik bila dilepaskan ke udara.

- CO2 yang keluar dari pemadam kebakaran memiliki densitas yang lebih besar dibandingkan

udara, sehingga akan menutupi api.

- Pada tahun 1984, Danau Nyos di Cameroon, Afrika, melepaskan gas CO2 ke udara. Karena

densitas CO2 lebih besar dibandingkan udara, maka awan CO2 mengumpul di permukaan

bumi, sehingga 1700 penduduk yang tinggal disekitarnya meninggal dunia.

- Pada bulan Desember 1984, terjadi kebocoran pabrik kimia di Bhopal, India. yang

melepaskan gas metil isosianat (CH3NCO) ke udara. Oleh karena densitas gas beracun lebih

besar dibandingkan udara, maka gas tersebut mengumpul di permukaan bumi dan

menewaskan beberapa ratus penduduk.

Soal 12.7 : hukum gas ideal.

Suatu eksperimen dilakukan untuk menentukan rumus empirik dari senyawa

pengganti CFCs pada air conditioner (AC). Rumus empirik yang dihasilkan adalah CHF2.

Selanjutnya dilakukan eksperimen lain untuk menentukan massa molar senyawa untuk

mendapatkan rumus molekul. Sebanyak 0,100 g sampel dari senyawa yang sama ditempatkan

dalam wadah 256 mL menghasilkan tekanan 70,5 mm Hg pada 22,3 oC. Berapakah massa

molar senyawa ?. Berapa rumus molekulnya?

1.4 HUKUM GAS DAN REAKSI KIMIA

Soal 12.8 : hukum gas dan stokiometri

Kantong udara (Air bag) diisi dengan gas dengan tekanan yang lebih besar dibandingkan

dengan tekanan udara, misalkan 829 mm Hg pada temperatur 22,0OC. Volume kantung

sebesar 45,5 L. Berapakah jumlah natrium azida, NaN3, yang harus digunakan untuk

menghasilkan jumlah gas yang dibutuhkan ?.

Reaksi 2 NaN3 (s) 2 Na (s) + 3 N2(g) Jumlah mol gas N2 yang dibutuhkan :

n = RTPV =

)2,295)(./.0825057,0)5,45)(09,,1(

KmolKatmLLatm

= 2,05 mol N2

Jumlah natrium azida yang dibutuhkan untuk menghasilkan 2,05 mol gas N2 :

Massa NaN3 = 2,05 mol N2 X 2332

molNmolNaN X

3101,65

molNaNg = 88,8 g NaN3

1.5 CAMPURAN GAS DAN TEKANAN PARSIAL

Sewaktu bernafas, udara yang kita hirup merupakan campuran dari nitrogen, oksigen,

karbon dioksida, uap air dan sejumlah kecil gas lainnya. Masing-masing gas tersebut

menyumbangkan tekanan menghasilkan tekanan udara yang merupakan jumlah dari tekanan

masing-masing gas tsb. Tekanan masing-masing gas di dalam campuran disebut tekanan

parsial.

John Dalton orang pertama yang mengamati, bahwa tekanan campuran gas merupakan

jumlah tekanan parsial . Secara matematis hukum Dalton dinyatakan dengan :

P total = P1 + P2 + P3 + (7) P1, P2, P3 = tekanan parsial masing-masing gas di dalam campuran.

P total = tekanan total.

Di dalam campuran gas ideal, masing-masing gas berlaku secara independen satu sama lain.

Contoh : Suatu campuran gas terdiri dari 3 gas ideal A, B dan C. Masing-masing berjumlah

nA mol A, nB mol B dan nc mol C. Campuran ketiga gas tersebut (n total = nA + nB + nC )

berada dalam satu wadah dengan volume (V) dan temperatur (T). Tekanan parsial masing-

masing gas dapat dihitung menggunakan persamaan gas ideal :

PA V = nA RT PB V = nB RT PCV = nC RT P total = PA + PB + PC = nA ( )VRT / + nB ( )VRT / + nC ( )VRT / = ( nA + nB + nC ) ( )VRT / = n total ( ) VRT /

Ptotal

PA = )/(

)/(VRTntotal

VRTnA

PA = XA . P total (8)

Soal 12.9 : tekanan parsial gas

Halothane dengan rumus C2HBrClF3 sering digunakan sebagai inhalation anesthetic.

Misalkan dicampurkan 15,0 g uap halothane dengan 23,5 g gas oksigen. Bila tekanan total

campuran 855 mm Hg, berapakah tekanan parsial masing-masing gas ?.

Jawab :

Menghitung fraksi mol

Mol C2HBrClF3 = 15,0 g X gmol

4,1971 = 0,0760 mol

Mol O2 = 23,5 g X gmol00,32

1 = 0,734 mol

Fraksi mol C2HBrClF3 = moltotalHBrClFmolC

810,0320760,0 = 0,0938

Fraksi mol O2 = 1 0,0938 = 0,906

Menghitung tekanan parsial Tekanan parsial Halothane = Phalothane = Xhalothane . P total = 0,0938 . 855 mm Hg

= 80,2 mm Hg

Phalothane + Poksigen = 855 mm Hg

Poksigen = 855 mm Hg 80,2 mm Hg = 775 mm Hg.

Aplikasi hukum Dalton di laboratorium : menampung gas dengan cara mengusir air dari

wadah (Gambar 12.8).

(a) Gas yang dihasilkan dari padatan yang dipanaskan, dilewatkan melalui air ke dalam botol

pengumpul.

(b) Bila gas telah terkumpul, botol dinaikan dan diturunkan sampai tinggi air di dalam dan di

luar botol sama tinggi. Tekanan total gas di dalam botol = tekanan udara.

(a) (b)

Gambar 4.8. Menampung Gas melalui air

12.6 TEORI KINETIKA MOLEKUL GAS

Pada subbab sebelum ini, yang dibicarakan adalah sifat gas secara makroskopik. Mulai

subbab ini akan dibahas sifat gas pada tingkat molekul dan atom.

Bagaimana kita mengetahui bau parfum yang digunakan teman kita?. Molekul parfum

masuk ke dalam fasa gas dan bergerak secara random, kemudian mencapai sel dalam tubuh

bereaksi membentuk odor.

Bila botol masing-masing berisi ammonia dan HCl diletakan berdampingan, maka

molekul kedua senyawa tsb. masuk ke udara dan bereaksi membentuk awan partikel halus

ammonium klorida. Bila temperatur lingkungan wadah diubah, maka waktu untuk

pembentukan awan ammonium klorida lebih lama pada temperatur rendah.

Kecepatan pergerakan molekul bergantung terhadap temperatur. Energi kinetik rata-

rata sejumlah molekul gas juga hanya bergantung pada temperatur Kelvin.

__ KE ~ T (9)

Energi kinetik untuk 1 molekul :

KE = 21 m v2 m = massa (10)

V = kecepatan molekul Di dalam sampel gas terdapat molekul yang sangat banyak, masing-masing dengan kecepatan

yang berbeda v1, v2 dst. Kecepatan rata-rata :

_

V = Nvnvn ........2211 ++ (11)

n1, n2 = jumlah molekul dengan kecepatan v1, v2 .. N = jumlah total molekul = (n1 + n2 ..)

Berarti energy kinetik rata-rata berkaitan dengan kecepatan kuadrat rata-rata (mean square

speed):

__ _ KE =

21 mv2 (12)

Dari persamaan 1.9 dan 1.12, maka :

_

21 mv2 = C T C = konstanta kesebandingan (13)

Persamaan di atas menggambarkan ketergantungan kecepatan terhadap massa dan temperatur

dan merupakan dasar untuk pembicaraan berikut.

Ada 2 sifat gas yang khas, yaitu molekul gas menempati seluruh ruang yang tersedia

dan mudah dikompresi. Sebaliknya untuk padatan atau cairan, sukar dikompresi menjadi

volume yang lebih kecil. Hal ini, disebabkan karena jarak antar partikel gas (atom atau

molekul) sangat besar dibandingkan terhadap ukuran partikel itu sendiri. Akibatnya dengan

mengkompresikan gas, molekul gas menjadi berdekatan.

Gas juga dapat dikondensasi menjadi cairan dan padatan, ketika temperatur

diturunkan. Terbentuknyacairan atau padatan menunjukan adanya atraksi antar molekul yang

disebut gaya antarmolekul. Akan tetapi karena gas dapat menempati seluruh ruang yang

tersedia, berarti gaya antarmolekul pada fasa gas lemah.

Pada teori kinetika gas diasumsikan :

1. Gas terdiri dari molekul yang jarak antar molekulnya jauh lebih besar dibandingkan ukuran

molekul itu sendiri.

2. Molekul gas bergerak secara kontinyu, random dan cepat.

3. Energi kinetik rata-rata molekul gas sebanding dengan temperatur gas. Semua gas,

walaupun dengan massa berbeda, mempunyai energi kinetik rata-rata yang sama pada

temperatur yang sama.

4.Tumbukan antar molekul gas atau antar molekul gas dengan dinding wadah tidak disertai

dengan kehilangan energi.

Teori Kinetika Molekul dan Hukum Gas

Hukum-hukum gas ideal yang diperoleh dari percobaan dapat diterangkan oleh teori kinetika

molekul. Pertama, teori kinetika gas ini dapat menerangkan tekanan gas yang diakibatkan

oleh tumbukan molekul gas terhadap dinding wadah.

Gambar 4.9. Tekanan gas

Besarnya gaya akibat tumbukan, sangat tergantung pada jumlah tumbukan dan gaya rata-rata

per tumbukan. Bila temperatur gas dinaikan, maka gaya rata-rata tumbukan terhadap dinding

wadah bertambah karena energi kinetika molekul bertambah. Juga karena kecepatan molekul

bertambah dengan semakin tingginya temperatur, jumlah tumbukan per detik semakin besar.

Dengan bertambahnya jumlah molekul gas pada temperatur dan volume tetap, tidak

akan merubah gaya rata-rata tumbukan, melainkan hanya meningkatkan jumlah tumbukan per

detik. Hal ini mengakibatkan terjadinya kenaikan tekanan atau dapat dikatakan :

P ~ n (V dan T konstan) Bila tekanan konstan, sedangkan jumlah molekul dan temperatur diperbesar, maka

volume wadah (dan area dimana tumbukan berlangsung) harus makin besar atau dapat

dikatakan :

V ~ nT (P konstan) Pernyataan ini sesuai dengan kombinasi dari hukum Avogadro dan hukum Charles.

Pada temperatur konstan, gaya tumbuk rata-rata molekul gas terhadap dinding wadah

juga konstan. Bila n dijaga konstan , sedangkan volume wadahnya diperkecil, maka jumlah

tumbukan dengan dinding wadah per detik harus bertambah dan tekanan semakin besar.

Dapat dikatakan :

P ~ V1 (n dan T konstan)

Pernyataan ini sesuai dengan hukum Boyle.

Distribusi kecepatan molekul

Jumlah relatif molekul yang memiliki kecepatan tertentu dapat ditentukan secara

percobaan. Gambar 12.10 merupakan grafik jumlah molekul terhadap kecepatan.

Frak

si m

olek

ul y

ang

berg

erak

den

gan

ke

cepa

tan

10 m

/det

ik

Kecepatan molekul (m/detik)

Gambar 12.10. Distribusi kecepatan molekul.

Ada 2 hal penting yang dapat diamati pada Gambar 12.10. Pertama, sebagian molekul

memiliki kecepatan tinggi (energi kinetik tinggi) dan yang lainnya memiliki kecepatan rendah

(energi kinetika rendah). Kecepatan yang umum digunakan adalah sesuai dengan kecepatan

maksimum pada kurva distribusi. Contoh : gas oksigen pada 25 OC, maksimumnya berada

pada kecepatan sekitar 400 m/detik, dengan kecepatan antara 200-700 m/detik.

Kedua, dengan makin tingginya temperatur, kecepatan bergeser ke arah yang lebih

tinggi dan jumlah molekul yang mempunyai kecepatan tinggi menjadi lebih banyak. Dari

persamaan 12.13 semakin tinggi temperatur, kecepatan rata-rata menjadi meningkat.

Hubungan antara massa molekul, kecepatan rata-rata dan temperatur dinyatakan dalam

persamaan

u 2 = MRT /3 (14)

u 2 = kecepatan rms (root-mean square) T = temperature Kelvin M = massa molar R = konstanta gas (8,314510 J/K.mol

Dua macam gas dengan massa molar berbeda pada suhu yang sama, memiliki energi kinetika

yang sama, namun molekul yang lebih berat bergerak dengan kecepatan rata-rata yang lebih

lambat.

Soal 12.10 : kecepatan molekul

Bandingkanlah rms speed antara molekul N2 dan atom helium pada temperatur 25OC.

12.7 DIFUSI DAN EFUSI

Molekul dari aroma pizza akan menguap ke udara dan bercampur dengan oksigen,

nitrogen, karbon dioksida, uap air dan gas lainnya. Aroma tersebut akan menyebar ke seluruh

ruang walaupun tidak ada kipas angin. Percampuran dua atau lebih gas karena pergerakan

molekul semua gas secara random disebut difusi gas. Pada suatu saat, molekul komponen

yang satu akan bercampur sempurna dengan komponen lainnya di dalam campuran.

Efusi adalah pergerakan molekul gas melalui celah kecil pada wadah ke dalam wadah

lain yang memiliki tekanan lebih rendah (Gambar 12.11.).

Thomas Graham (1805-1869), seorang ahli Kimia Scotlandia, menemukan, bahwa

kecepatan efusi gas berbanding terbalik terhadap akar kuadrat massa molar.

Hukum Graham : Kecepatan efusi gas 1 massa molar gas 2 --------------------------- = ------------------------ (15) Kecepatan efusi gas 2 massa molar gas 1

Perbandingan kecepatan rms sama dengan perbandingankecepatan efusi.

Kecepatan efusi gas 1 u2 gas 1 3 RT/(M gas 1) -------------------------------- = = Kecepatan efusi gas 2 u2 gas 2 3 RT/(M gas 2)

Gambar 12.11 mengilustrasikan kecepatan efusi relatif molekul H2 dan N2. Molekul gas

berefusi melalui pori penghalang. Molekul yang lebih ringan (H2) dengan kecepatan rata-rata

lebih tinggi akan menumbuk penghalang lebih sering dan melewati penghalang lebih cepat

dibandingkan molekul yang lebih berat.

Gambar 4.11. Efusi.

Soal 12.11 : Hukum efusi Graham

Tetrafluoroethylene, C2F4, berefusi melalui penghalang pada kecepatan 4,6x10-6 mol/h. Suatu

gas X yang hanya terdiri dari Boron dan Hidrogen, berefusi dengan kecepatan

5,8x10-6 mol/h pada kondisi yang sama. Berapakah massa molar gas X tsb?.

Jawab :

Kecepatan efusi gas X M C2F4 = Kecepatan efusi C2F4 M gas X 5,8 x 10-6 mol/h 100,0 g/mol = 1,3 = 4,6 x 10-5 mol/h M gas X M gas X = 63 g/mol

12.8 BEBERAPA APLIKASI HUKUM GAS DAN TEORI KINETIKA MOLEKUL

Balon karet dan mengapa pecah.

Hukum Graham dapat menerangkan balon yang digunakan oleh Charles pada tahun 1783.

Balon pertama dibuat dari kertas berisi udara panas, kemudian diganti dengan sutra yang

dilapiskan karet. Alasannya, pada semua temperatur H2, N2 dan O2 ketiganya berupa gas.

Dalam udara molekul H2 yang paling ringan memiliki kecepatan rata-rata yang lebih besar

dibandingkan dengan N2 atau O2, sehingga molekul H2 akan berefusi dengan cepat melalui

kertas yang pori-porinya lebih besar dibandingkan dengan sutra yang dilapisi karet.

Dengan alasan yang sama Charles menggunakan bahan khusus pada balon berisi

hidrogen. Bila balon karet berisi atom He, atom He yang ringan memiliki kecepatan rms

speed yang lebih besar dibandingakan dengan molekul N2 atau O2 dalam udara, sehingga

atom He akan berefusi dengan cepat melalui dinding balon dan balon menjadi kempes. Balon

yang lebih baru terbuat dari film Mylar yang memiliki pori yang lebih kecil dibandingkan

karet, sehingga atom He tidak mudah lolos, dan balon tidak cepat kempes.

Deep Sea Diving

Pada waktu menyelam dengan menggunakan SCUBA ( Self-Contained Underwater Breathing

Apparatus) untuk bernafas, sesuai dengan hukum Dalton tekanan gas di dalam paru-paru sama

dengan tekanan yang diterima oleh badan kita. Pada permukaan, konsentrasi oksigen 21%,

sehingga tekanan parsial O2 sekitar 0,21 atm. Pada kedalaman 33 ft, tekanan air 2 atm. Hal ini

berarti tekanan parsial oksigen di kedalaman, dua kali lipat dari tekanan oksigen pada

permukaan, yaitu 0,4 atm. Demikian pula untuk N2, tekanan parsial N2 pada permukaan 0,8

atm dan pada kedalaman 33 ft sebesar dua kali lipat, yaitu 1,6 atm. Masalahnya apa ?.

Semakin dalam kita menyelam, kelarutan N2 dalam darah semakin besar. Seseorang

dapat terkena Nitrogen narkosis (keracunan nitrogen) atau sering disebut juga dengan

rupture of the deep atau martini effect. Kenaikan konsentrasi nitrogen dalam darah akan

merangsang jaringan syaraf sehingga menimbulkan efek alkohol atau narkotik. Efeknya sama

seperti meminum martini pada saat perut kosong (mabuk).

Problem lainnya adalah keracunan oksigen. Semakin dalam kita menyelam, makin

besar tekanan parsialnya. Misalkan pada permukaan (1 atm) tekanan parsial oksigen 21%, dan

pada kedalaman 130 ft tekanan parsial oksigen mencapai 100% sama saja kita menghirup

oksigen murni. Seperti dikatakan oksigen murni berbahaya bagi paru-paru dan menyebabkan

kerusakan syaraf pusat. Oleh karena itu, penyelam yang dalam menggunakan campuran yang

mengandung persentase O2 yang lebih sedikit, yaitu 10%.

Untuk mencegah risiko dari nitrogen narkosis, maka digunakan campuran oksigen dan

helium. Helium merupakan salah satu alternatif yang baik untuk mengganti nitrogen karena

selain tidak berbau, tidak berwarna, gas helium relatif tidak reaktif secara kimia. Hanya saja

helium relatif mahal dan pemakaian yang berkepanjangan akan mengkonsumsi daya panas

tubuh kita yang juga akan mengakibatkan gejala pening, rabun dan sebagainya. Namun gejala

yang ditimbulkan jauh lebih ringan dibanding dengan keracunan nitrogen.

12.9 SIFAT TAK IDEAL : GAS NYATA

Pada kondisi temperatur kamar dan tekanan 1 atm atau kurang, hukum gas ideal berlaku. Pada

tekanan lebih tinggi dan temperatur lebih rendah, terjadi penyimpangan dari hukum gas ideal.

Penyimpangan ini disebabkan penyimpangan dari asumsi yang dipakai sewaktu menjelaskan

gas ideal.

Gambar 4.12. Penyimpangan dari gas ideal

Pada temperatur dan tekanan standar (STP), volume yang ditempati oleh satu molekul

sangat kecil dibandingkan dengan volume gas total. Misalkan terdapat 6,02x1023 molekul

dalam 1 mol yang menempati volume 22,4 L pada STP. Volume, V, yang tersedia untuk

masing-masing molekul agar dapat bergerak secara bebas adalah :

22,4 X 10-3 m3

V = = 3,72 X 10-26 m3/ molekul 6,023 X 1023 molekul Bila volume ini dianggap bulat, maka jari-jari, r, bulatan tersebut sekitar 2000 pm. Atom gas

terkecil, yaitu He memiliki jari-jari 31 pm, sehingga atom He seperti semut bergerak di dalam

bola basket.

Bila tekanan diperbesar menjadi 1.000 atm. Volume yang tersedia untuk masing-

masing molekul bergerak secara bebas adalah bulatan dengan jari-jari hanya sekitar 200 pm,

sehingga situasinya sekarang adalah seperti semut berada di dalam bulatan yang sedikit lebih

besar daripada bola ping-pong. Pentingnya perumpamaan itu adalah volume yang ditempati

oleh molekul itu sendiri tak dapat diabaikan pada tekanan tinggi, hal ini bertentangan dengan

asumsi pertama teori kinetika molekul. Pada teori kinetika molekul dan hukum gas ideal

menganggap volume adalah volume ruang yang dapat dipakai oleh molekul untuk dapat

bergerak secara bebas, bukannya volume molekul itu sendiri. Akan tetapi volume yang

ditentukan secara eksperimen harus menghitung keduanya.

Asumsi lain dari teori kinetika molekul adalah tumbukan antar molekul bersifat elastis,

hal ini berarti molekul atau atom tak dapat saling berikatan dengan suatu gaya. Hal ini

tentunya tak benar seluruhnya. Semua gas dapat dicairkan, walaupun beberapa gas

membutuhkan temperatur yang sangat rendah, berarti harus ada gaya tarik antar molekul.

Bila suatu molekul menumbuk dinding wadah, sebagian besar molekul lainnya akan menarik

molekul tsb. menjauhi dinding. Gaya tarik dari molekul lain ini akan menyebabkan molekul

menumbuk dinding dengan gaya yang lebih lemah dibandingkan jika antar molekul dianggap

tak ada gaya tarik. Oleh karena semua tumbukan lebih lemah, tekanan gas yang dihasilkan

lebih kecil dibandingkan gas ideal. Efek ini akan teramati pada tekanan tinggi, yaitu ketika

molekul saling berdekatan.

Seorang fisikawan Belanda Johannes van der Waals (1837-1923) melakukan koreksi

terhadap persamaan hukum gas ideal menghasilkan persamaan van der Waals :

[P + a (n/V)2 ] [ V bn ] = nRT (16)

a dan b = konstanta van der Waals a (n/v)2 = koreksi untuk gaya antarmolekul bn = koreksi untuk volume molekul

Tekanan gas teramati lebih rendah dibandingkan dengan tekanan gas ideal ( dihitung dengan

persamaan PV = nRT) karena gaya antarmolekul a (n/V)2 ditambahkan pada tekanan teramati.

Konstanta a ditentukan secara percobaan, memiliki nilai antara 0,01 10 atm(L/mol)2. Faktor

bn mengkoreksi volume teramati, V obs, menjadi nilai yang lebih kecil, yaitu volume yang

benar-benar dapat dipakai oleh molekul gas. Besaran n adalah jumlah mol gas dan b besaran

dari percobaan yang mengkoreksi volume molekul. Nilai b berkisar antara 0,01 0,1 L/mol,

bertambah dengan makin besarnya ukuran molekul.

Gambar 4.13. Koreksi tekanan

Tabel.4.3. Beberapa konstanta van der Waals

Zat a b

(atm.L2/mol2) (L/mol)

He 0,034 0,0237

Ar 1,34 0,0322

H2 0,244 0,0266

N2 1,39 0,0391

O2 1,36 0,0318

Cl2 6,49 0,0562

CO2 3,59 0,0427

H2O 2,25

Contoh pentingnya koreksi ini adalah, misalkan 8,00 mol gas Cl2 berada di dalam wadah 4,00

L pada temperatur 27,0oC. Tekanan yang dihitung menggunakan persamaan gas ideal adalah

49,2 atm, sedangkan tekanan yang dihitung menggunakan persamaan van der Waals hanya

29,5 atm, yaitu 20 atm lebih kecil dibandingkan tekanan gas ideal.

Soal 12.12 : Persamaan van der Waals

Hitunglah tekanan dari 10,0 mol gas He yang berada di dalam wadah 1,00 L pada temperatur

25oC, bila dihitung menggunakan persamaan gas ideal dan persamaan van der Waals.

Gambar 12.14. Jadikan hidup ini untuk beramal