KIMIA FISIKA 2

(Kesetimbangan)

1. Kesetimbangan Larutan: Kuantitas molar

parsial, termodinamika pencampuran, hukum

Raoult, hukum Henry, dan sifat koligatif

larutan.

2. Kesetimbangan Kimia: Perumusan keadaan

setimbang secara termodinamika, berbagai

ungkapan K, penentuan nilai K, pengaruh suhu

terhadap K, faktor penentu keadaan setimbang

dan kesetimbangan heterogen.

3. Kesetimbangan Sel Elektrokimia: Pengertian

sel elektrokimia, Termodinamika sel

elektrokimia, dan Penerapan konsep sel

elektrokimia.

4. Kesetimbangan Permukaan dan Koloid.

Pengantar

Kesetimbangan Larutan

Fungsi Keadaan Syarat

Tidak Ideal

Ideal Termodinamika

(V, H, G, )T,P,n

Tersekat : S=0

Tertutup : G=0

Larutan Biner

Besaran MOLAR

SISTEM

Zat Terlarut

Pelarut

Beberapa Istilah :

Sistem : Sejumlah materi/daerah dalam ruang

yang dijadikan sebagai obyek

Batas : Bidang yang bersifat riil maupun

imajiner dapat berupa batas tetap atau batas

berubah

Fungsi Keadaan : Sifat sistem yang hanya

ditentukan oleh KEADAAN SISTEM dan

bukan oleh cara mencapai keadaan.

Keadaan Sistem : Kumpulan nilai dari

seluruh karakteristik yang dimiliki oleh

sistem.

Besaran Ekstensif : ditentukan oleh

JUMLAH/KUANTITAS sistem misalnya

volume, massa, energi, H, G, S.

Besaran Intensif : TIDAK TERGANTUNG

PADA JUMLAH/Kuantitas sistem misalnya

tekanan (P), Suhu (T), densitas, viskositas,

tegangan permukaan ( )

SISTEM LARUTAN

Pelarut Zat Terlarut Contoh

Cair Padat Air gula

Cair Cair Alkohol

Cair Gas CO2 dalam Air

Padat Padat Alloy /Aliage

Padat Cair Air Kristal

Padat Gas Batu Apung

Gas Padat Asap /Debu

Gas Cair Embun

Gas Gas Udara

Catatan:

1. Jika fasa sama maka jumlah massa yang lebih

besar dianggap sebagai pelarut (Solvent)

2. Jika fasa berbeda maka fasa pelarut dianggap

sama dengan fasa larutan

Sifat penting zat sebagai pelarut :

1. Keserupaan Komposisi Kimia antara Pelarut dan

zat terlarut (like dissolve like)

Misalnya : larutan gula (sirup)

Gula : C11H22O11 perbandingan H : O = 2 : 1

Air : H2O perbandingan H : O = 2 : 1

2. Konstanta Dielektrik Pelarut ( )

Pelarut yang tinggi mudah melarutkan

senyawa ion. Dasarnya adalah Hukum Coulomb

F = gaya tarik antara ion + dan ion - dalam

senyawa ion

r = Jarak antara q1 dan q2

= Konstanta dielektrik pelarut

Contoh

Pelarut dengan tinggi (Kepolaran >>; TD >>)

As. Format, Nitro metana, HCN, Asetonitril,

Air, Metil tiosianat, Amonia, Metanol, Etilen

glikol

Pelarut dengan rendah

Senyawa karbon dengan derivatnya.

3. Sifat asam basa pelarut

Sifat ini sangat relative terhadap zat terlarutnya;

sehingga

Tingkat keasaman zat terlarut >>> bila

pelarutnya basa dan tingkat kebasaan zat terlarut

>>> bila pelarutnya asam.

Sifat Fisika yang menunjang suatu zat

sebagai pelarut:

1. Daerah cairannya luas

2. Berbentuk cair serta stabil dalam kondisi kamar

3. Tidak Beracun

TERMODINAMIKA PENCAMPURAN

Potensial Kimia ()

Energi Bebas Gibbs (G)

Entropi (S)

Entalpi (H)

Laruran Ideal

Larutan ideal :

Bila gaya kohesi antara A A, B B dan A B sama

sehingga sifat fisik dan sifat kimianya sama.

Menurut Raoult (1884)

Tekanan uap komponen i diatas larutan ideal (Pi)

berbanding lurus dengan fraksi molnya dalam larutan

pada temperatur tetap.

Pi xi atau Pi = K . xi (1)

Untuk : xi = 1 (cairan murni) berlaku

Pi = Pi0 sehingga K = Pi0 (2)

uap

cairan

Zat A

Zat B

Hasil substitusi (2) dan (1) diperoleh

Catatan :

Pi = tekanan uap cairan murni

Berlaku khusus larutan ideal

Hukum tersebut dikenal dengan hukum Raoult

Contoh :

1. larutan benzene/toluene

2. larutan klorobenzena/bromobenzena

Hubungan antara tekanan dan fraksi mol, seperti

gambar dibawah ini

Potensial Kimia ()

Pi = xi . Pi0

PA = xA . PA0

PB = xB . PB0

Tekanan total

P = PA + PB

(Hukum Dalton)

Suatu larutan ideal dalam KESETIMBANGAN dengan

uapnya pada temperatur tetap berlaku:

i (larutan) = i (uap) (3)

Kalau disusun ulang :

(4)

Catatan : Potensial kimia adalah besarnya (koefisien)

perubahan energi bebas Gibbs suatu sistem yang

disebabkan adanya penambahan zat 1 (zat pertama)

yang ada dalam sistem tersebut (pada tekanan,

temperatur dan jumlah zat 2 tetap).

ENERGI BEBAS (G)

Bila (nA) mol cairan A dan dan nB mol cairan B

dicampurkan dan membentuk larutan ideal, maka

energi bebas Gibbs larutan :

Sebelum dicampur : Gi = nA . A0 + nB . B0

Sesudah Pencampuran : Gf = nA . A + nB . B

Perubahan Gmix (Setelah Proses Pencampuran)

Gmix = Gf Gi

= (nA . A + nB . B) (nA . A0 + nB . B0)

= nA (A A0) + nB (B B0)

= nA RT ln XA + nB RT ln XB

Gmix = XA (nA + nB) RT ln XA + XB (nA + nB) RT ln XB

Catatan : nA = XA . mol total

nA + nB = mol total

atau : Gmix = nRT (XA ln XA + XB ln XB)

Secara Umum :

Gmix = nRT Xi ln Xi (5)

ENTROPI dan ENTALPI

Dari pers (5) dapat diturunkan entropi dan entalpi

pencampuran

= - n R xi ln xi

Dari hubungan :

G = H - TS

Hmix = Gmix + TSmix

= n R T xi ln xi T (n R xi ln xi)

Hmix = 0 (artinya : Pembentukan larutan ideal tidak

disertai dengan efek panas)

Pertanyaan :

Tunjukkan bahwa pada pembentukan larutan ideal

tidak terjadi perubahan volume, Vmix = 0 ???

Jawab :

G = V . dP S . dT

Pada suhu tetap (T konstan) maka :

Karena perubahan energi bebas (G) bukan fungsi P,

maka hasil diferensialnya terhadap P = 0

Sehingga : Vmix = 0 (6)

SIFAT MOLAR PARSIAL

Sifat kesetimbangan larutan biasanya dinyatakan

dengan fungsi keadaan seperti : volume molar, entalpi,

energi bebas Gibbs dsb. Fungsi ini bergantung pada

tekanan (P), temperatur (T) dan jumlah zat (n).

Misalnya :

nA mol A dengan volume molar VA0 + nB mol B dengan

volume molar VBo

maka volume total larutan TIDAK SAMA dengan

nA .VA0 + nB .VBo

Andaikan volume larutan cukup besar, maka

penambahan 1 mol zat A pada T dan P tetap, maka:

Volume Molar Parsial dari A

=

(VA )

(VA )

Volume Total :

V = V (nA, nB)

dV = dnA + dnB

dV = dnA + dnB

Jika diintegrasikan pada komposisi tetap

V = nA + nB

Hasil diferensiasi persamaan diatas :

dV = dnA + nA + dnB + nB

karena : dV = dnA + dnB

maka untuk campuran biner, terjadi :

nA + nB = 0, maka

= = (P,T)

(VA ) (VB )

(VA ) (VB )

(VA ) dVA (VB ) dVB

dVA dVB

(VA ) (VB )

dVA dVB dVB

Secara umum :

= =

Persamaan diatas dikenal sebagai :

PERSAMAAN GIBBS DUHEM

dXB dXB dX

X = setiap besaran Molar

FUNGSI GIBBS MOLAR PARSIAL

Selain volume molar parsial, konsep kuantitas molar

parsial yang lain adalah Fungsi Gibbs Molar Parsial

dengan nama : POTENSIAL KIMIA ( )

= A=

G = G (nA, nB)

dG = dnA + dnB

dG = dnA + dnB

dengan analog yang sama seperti pada volume molar

parsial, Jika diintegralkan persamaan diatas menjadi :

G = nA + nB

Kemudian persamaan tersebut diferensiasikan :

dG = dnA + nA + dnB + nB

(GA )

(GA

)

(GB

)

(GA

)

(GB

)

(GA

)

dGA (GB

)

dGB

karena : dG = dnA + dnB maka

nA + nB = 0, sehingga

= =

Catatan : = = Potensial Kimia

= =

Persamaan diatas dikenal sebagai :

PERSAMAAN GIBBS DUHEM

Arti Persamaan Gibbs Duhem diatas :

Potensial kimia campuran tidak dapat berubah secara

bebas, dalam campuran biner (campuran yang terdiri

dari dua komponen kita akan sering menyederhanakan

persamaan dengan menggunakan hubungan : XA + XB

= 1), jika satu komponen bertambah, maka komponen

dGA dGB dGB

dGA dGB

(GA

)

(GB

)

dG

dA dB dB

yang lain berkurang (berlaku pada semua kuantitas

molar parsial).

CARA MENGUKUR KUANTITAS MOLAR PARSIAL

(Misalnya Volume Molar Parsial)

adalah dengan cara mengukur kebergantungan volume

pada komposisi dan menentukan kemiringan (dV/dn)

pada komposisi tertentu.

dV

dn

TEKANAN UAP CAMPURAN CAIRAN

MUDAH MENGUAP

Dalam larutan ideal dua cairan, tekanan uap komponen

komponennya berhubungan dengan komposisinya.

Berdasarkan Hukum Raoult :

PA = xA . PA0 PB = xB . PB0

Dengan : PA = tekanan uap A murni

PB = tekanan uap B murni

Sehingga tekanan uap total campuran (HK Dalton)

P = PA + PB

= xA . PA0 + xB . PB0

= xA . PA0 + (1 xB) . PB0

P = PB0 + (PA0 PB0) . xA

Arti persamaan tersebut : tekanan uap total akan

berubah secara linier berdasarkan komposisinya dari

PB0 ke PA0

Semua titik diatas garis menunjukkan fase cair

(tekanan yang mengenai sistem melebihi tekakan

uapnya)

Semua titik di bawah garis menunjukkan fase uap

Garis menunjukkan kesetimbangan fase cair dan

uapnya

P

xA

PBo

0 1

PAo

cair

uap

garis

KOMPOSISI UAP

Pada kesetimbangan fasa cair dan uap, komposisi

cairan dan uapnya tidak harus sama karena pada fasa

uap, komposisi uap akan lebih banyak disbanding pada

fasa cair.

Besarnya tekanan parsial komponen dapat dihitung

berdasarkan Hukum Dalton :

Ptotal = PA + PB

Jadi :

Besarnya fraksi mol dalam gas (YA dan YB) adalah :

Sehingga

HUBUNGAN KOMPOSISI UAP dengan

Mr SENYAWA

Komposisi Uap pada fase uap :

PA , PB = tekanan uap parsial A dan B

Perbandingannya :

n total = n = (nA + nB)