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 =

F A

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

1,00atm = 0,836 atm 760mmHg

0,836 atm X

1,013bar = 0,847 bar 1atm

635 mm Hg X

101,325kPa = 84,7 kPa 760mmHg

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.1 V

P ~

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) Gambar .4.4. Percobaan Boyle. Grafik antara V terhadap P dapat dilihat pada Gambar .12.5.

(b)

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 :P1V 1 (745mmHg )(65,0 L) = = 1940 mmHg (25,0 L) V2

P2 =

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 atauV = Cc T

atau

V1 V2 = T1 T2

(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 CharlesP1V 1 P 2V 2 = T1 T2

(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 GayLussacs law of combining volume

+ Dua volume hydrogen Satu Volume Oksigen

Dua volume uap air 2 H2O(g)

Persamaan Reaksi :

H2(g) + O2(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=kn (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 X1LN 2 = 5,00 L N2 3LH 2 2 LNH 3 = 10,0 L NH3 3LH 2

NH3 yang dihasilkan = 15,0 L H2 X

1.3 HUKUM GAS IDEAL Gabungan hukum Boyle, Charles dan Avogadro menghasilkan hukum gas ideal. Hukum Boyle Hukum Charles Hukum Avogadro : : : V ~1 P

( T, n konstan) (P,n konstan) (T,P konstan)

V ~ T V ~ n

V ~ Atau R = konstanta gas

nT P

atau

V=

RnT P

PV = nRT

persamaan gas ideal

(5)

Nilai R untuk kondisi STP (0OC, 1 atm) :

R=

(1,0000atm)(22,414 L) PV L.atm = = 0,082057 (1,0000mol )(273,15K ) nT K .mol

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

V=

nRT (1,000mol )(0,08206Latm / mol )(273,15K ) = = 22,4 L 1,000atm P

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 = d =

m RT M m PM = V RT(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=

(1,23g / L)(0,082057 L.atm. / K .mol )(273,15K ) dRT = = 27,6 g/mol 1,00atm P

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=

(1, ,09atm)(45,5 L) PV = 0,0825057 L.atm / K .mol )(295,2 K ) RT

= 2,05 mol N2 Jumlah natrium azida yang dibutuhkan untuk menghasilkan 2,05 mol gas N2 : Massa NaN3 = 2,05 mol N2 X

2molNaN 3 65,01g X = 88,8 g NaN3 3molN 2 1molNaN 3

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 + 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 masingmasing gas dapat dihitung menggunakan persamaan gas ideal : PA V = nA RT PB V = nB RT PCV = nC RT (7)

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

nA( RT / V ) PA = ntotal ( RT / V ) PtotalPA = 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 Mol O2 = 15,0 g X = 23,5 g X =

1mol = 0,0760 mol 197,4 g 1mol = 0,734 mol 32,00 g

Fraksi mol C2HBrClF3

0,0760molC 2 HBrClF 3 = 0,0938 0,810moltotal

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 ratarata sejumlah molekul gas juga hanya bergantung pada temperatur Kelvin. __ KE ~ T Energi kinetik untuk 1 molekul : KE = (9)

1 m v2 2

m = massa V = kecepatan molekul

(10)

Di dalam sampel gas terdapat molekul yang sangat banyak, masing-masing dengan kecepatan yang berbeda v1, v2 dst. Kecepatan rata-rata : _ V =

n1v1 + n2v 2 + ........ N

(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 =1 2

_ mv2

(12)

Dari persamaan 1.9 dan 1.12, maka :

_1 mv2 = C T 2

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~

1 V

(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.

Fraksi molekul yang bergerak dengan kecepatan 10 m/detik

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

=

3RT / M

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

Perbandingan kecepatan rms sama dengan perbandingankecepatan efusi. Kecepatan efusi gas 1 u2 gas 1 -------------------------------- = Kecepatan efusi gas 2 u2 gas 2 3 RT/(M gas 1) = 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 = Kecepatan efusi C2F4 5,8 x 10-6 mol/h 4,6 x 10-5 mol/h = 1,3 = M gas X M C2F4 M gas X 100,0 g/mol

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= 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 masingmasing 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

= 3,72 X 10-26 m3/ molekul

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 (atm.L2/mol2)

b (L/mol)

He Ar H2 N2 O2 Cl2 CO2 H2O

0,034 1,34 0,244 1,39 1,36 6,49 3,59 2,25

0,0237 0,0322 0,0266 0,0391 0,0318 0,0562 0,0427

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