HUKUM-HUKUM GAS

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.

1 Hukum Boyle

Hukum Boyle (atau sering direferensikan sebagai Hukum Boyle-Mariotte) adalah salah satu dari banyak hukum kimia dan merupakan kasus khusus darihukum 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 fisikawanRobert Boyle, yang menerbitkan hukum aslinya pada tahun 1662. Hukumnya sendiri berbunyi:

”Untuk jumlah tetap gas ideal tetap di suhu yang sama, P [tekanan] danV [volume] merupakan proporsional terbalik (dimana yang satu ganda, yang satunya setengahnya).”

Hukum Boyle menyatakan bahwa "dalam suhu tetap" untuk massa yang sama, tekanan absolut dan volume udara terbalik secara proporsional. Hukum ini juga bisa dinyatakan sebagai: secara agak berbeda, produk dari tekanan absolut dan volume selalu konstan.

VOLUME dan TEKANAN

Boyle mengamati bahwa dengan mengenakan tekanan dengan sejumlah volume tertentu merkuri, volume gas, yang terjebak dalam tabung delas yang tertutup di salah satu ujungnya, akan berkurang. Dalam percobaan ini, volume gas diukur pada tekanan lebih besar dari 1 atm.

Boyle membuat pompa vakum menggunakan teknik tercangih yang ada waktu itu, dan ia mengamati bahwa gas pada tekanan di bawah 1 atm akan mengembang. Setelah ia melakukan banyak percobaan, Boyle mengusulkan persamaan untuk menggambarkan hubungan antara volume V dan tekanan P gas.

Penampilan grafis dari percobaan Boyle dapat dilakukan dengan dua cara. Bila P diplot sebagai ordinat dan V sebagai absis, didapatkan hiperbola (Gambar 6.1(a)). Kedua bila V diplot terhadap 1/P, akan didapatkan garis lurus (Gambar 6.1(b)).

(a) Plot hasil percobaan; tekanan vs. volume

(b) Plot hasil percobaan; volume vs 1/tekanan. Catat bahwa kemiringan k tetap.

Volume dan temperatur

Setelah lebih dari satu abad penemuan Boyle ilmuwan mulai tertarik pada hubungan antara volume dan temperatur gas. Mungkin karena balon termal menjadi topik pembicaraan di kotakota waktu itu. Kimiawan Perancis Jacques Alexandre César Charles (1746-1823), seorang navigator balon yang terkenal pada waktu itu, mengenali bahwa, pada tekanan tetap, volume gas akan meningkat bila temperaturnya dinaikkan. Hubungan ini disebut dengan hukum Charles, walaupun datanya sebenarnya tidak kuantitatif. Gay-Lussac lah yang kemudian memplotkan volume gas terhadap temperatur dan mendapatkan garis lurus (Gambar 6.2). Karena alasan ini hukum Charles sering dinamakanhukum Gay-Lussac. Baik hukum Charles dan hukum Gay-Lussac kira-kira diikuti oleh semua gas selama tidak terjadi pengembunan.

Pembahasan menarik dapat dilakukan dengan hukum Charles. Dengan mengekstrapolasikan plot volume gas terhadap temperatur, volumes menjadi nol pada temperatur tertentu. Menarik bahwa temperatur saat volumenya menjadi nol sekiatar -273°C (nilai tepatnya adalah -273.2 °C) untuk semua gas. Ini mengindikasikan bahwa pada tekanan tetap, dua garis lurus yang didapatkan dari pengeplotan volume V₁ dan V₂ dua gas 1 dan 2 terhadap temperatur akan berpotongan di V = 0.

Fisikawan Inggris Lord Kelvin (William Thomson (1824-1907)) megusulkan pada temperatur ini temperatur molekul gas menjadi setara dengan molekul tanpa gerakan dan dengan demikian volumenya menjadi dapat diabaikan dibandingkan dengan volumenya pada temperatur kamar, dan ia mengusulkan skala temperatur baru, skala temperatur Kelvin, yang didefinisikan dengan persamaan berikut.

273,2 + °C = K

Kini temperatur Kelvin K disebut dengan temperatur absolut, dan 0 K disebut dengan titik nol absolut. Dengan menggunakan skala temperatur absolut, hukum Charles dapat diungkapkan dengan persamaan sederhana

V = bT (K)

dengan b adalah konstanta yang tidak bergantung jenis gas.

Menurut Kelvin, temperatur adalah ukuran gerakan molekular. Dari sudut pandang ini, nol absolut khususnya menarik karena pada temperatur ini, gerakan molekular gas akan berhenti. Nol absolut tidak pernah dicapai dengan percobaan. Temperatur terendah yang pernah dicapai adalah sekitar 0,000001 K.

Avogadro menyatakan bahwa gas-gas bervolume sama, pada temperatur dan tekanan yang sama, akan mengandung jumlah molekul yang sama (hukum Avogadro). Hal ini sama dengan menyatakan bahwa volume real gas apapun sangat kecil dibandingkan dengan volume yang ditempatinya. Bila anggapan ini benar, volume gas sebanding dengan jumlah molekul gas dalam ruang tersebut. Jadi, massa relatif, yakni massa molekul atau massa atom gas, dengan mudah didapat.

Kebanyakan udara berjalan seperti udara ideal saat tekanan dan suhu cukup. Teknologi pada abad ke-17 tidak dapat memproduksi tekanan tinggi atau suhu rendah. Tetapi, hukum tidak mungkin memiliki penyimpangan pada saat publikasi. Sebagai kemajuan dalam teknologi membolehkan tekanan lebih tinggi dan suhu lebih rendah, penyimpangan dari sifat udara ideal bisa tercatat, dan hubungan antara tekanan dan volume hanya bisa akurat, dijelaskan sebagai teori udara sesungguhnya. Penyimpangan ini disebut sebagai faktor kompresibilitas.

Robert Boyle (dan Edme Mariotte) menyatakan bahwa hukum tersebut berasal dari eksperimen yang mereka lakukan. Hukum ini juga bisa berasal secara teori, berdasarkan anggapan bahwa atom dan molekul dan asumsi tentang gerakan dan elastis sempurna (lihat teori kinetis udara). Asumsi tersebut ditemukan dengan resisten hebat dalam komunitas ilmiah positif saat itu, tetapi, saat mereka terlihat, merupakan konstruksi teoretis murni yang tidak ada sedikit pun bukti pengamatan.

Pada tahun 1738, Daniel Bernoulli, mengembangkan teori Boyle menggunakan Hukum Newton dengan aplikasi tingkat molekul. Ini tetap tidak digubris sampai kira-kira tahun 1845, dimana John Waterston menerbitkan bangunan kertas dengan persepsi utama adalah teori kinetis; tetap tidak digubris oleh Royal Society of England. Kemudian, James Prescott Joule,Rudolf Clausius, dan Ludwig Boltzmann menerbitkan teori kinetis udara, dan menarik perhatian teori Bernoulli dan Waterston.

Debat antara proponen energetika dan atomisme mengantar Boltzmann untuk menulis buku pada tahun 1898, dimana membuahkan kritik dan mengakibatkan ia bunuh diri pada tahun 1906. Albert Einstein, pada tahun 1905, memperlihatkan bagaimana teori kinetis berlaku kepada Gerakan Browndengan partikel yang berisi fluida, dikonfirmasi tahun 1908 oleh Jean Perrin.^[8]

Persamaan

Persamaan matematis untuk Hukum Boyle adalah:

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 jumlahk, tetapi akan mempunyai batas dimana perbedaan jumlah tersebut terhadap a.

Kekuatan volume v dari kuantitas tetap udara naik, menetapkan udara dari suhu yang telah diukur, tekanan p harus turun secara proporsional. Jika dikonversikan, menurunkan volume udara sama dengan meninggikan tekanan.

Hukum Boyle biasa digunakan untuk memprediksi hasil pengenalan perubahan, dalam volume dan tekanan saja, kepada keadaan yang sama dengan keadaan tetap udara. Sebelum dan setelah volume dan tekanan tetap merupakan jumlah dari udara, dimana sebelum dan sesudah suhu tetap (memanas dan mendingin bisa dibutuhkan untuk kondisi ini), memiliki hubungan dengan persamaan:

Hukum Boyle, Hukum Charles, dan Hukum Gay-Lusaac menghasilkanhukum kombinasi udara. Tiga hukum udara tersebut berkombinasi denganHukum 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. Hukum Gay Lussac

Hukum Gay-Lussac dapat merujuk kepada salah satu dari dua hukum kimiayang 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

atau

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

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 daristoikiometri gas modern, dan hipotesis Avogadro pada 1811 berasal dari hukum ini.

3 Hukum Charles

Hukum Charles juga kadang-kadang disebut Hukum Gay-Lussac atauHukum 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

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.

5 Persamaan keadaan van der Waals

Fisikawan Belanda Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) mengusulkan persamaan keadaan gas nyata, yang dinyatakan sebagaipersamaan keadaan van der Waals atau persamaan van der Waals. Ia memodifikasi persamaan gas ideal (persamaaan 6.5) dengan cara sebagai berikut: dengan menambahkan koreksi pada P untuk mengkompensasi interaksi antarmolekul; mengurango dari suku V yang menjelaskan volume real molekul gas. Sehingga didapat:

[P + (n²a/V²)] (V – nb) = nRT

a dan b adalah nilai yang ditentukan secara eksperimen untuk setiap gas dan disebut dengan tetapan van der Waals (Tabel 2.1). Semakin kecil nilai a dan b menunjukkan bahwa perilaku gas semakin mendekati perilaku gas ideal. Besarnya nilai tetapan ini juga berhbungan denagn kemudahan gas tersebut dicairkan.

Latihan Gas ideal dan gas nyata

Suatu sampel 10,0 mol karbon dioksida dimasukkan dalam wadah 20 dm³ dan diuapkan pada temperatur 47 °C. Hitung tekanan karbon dioksida (a) sebagai gas ideal dan (b) sebagai gas nyata. Nilai hasil percobaan adalah 82 atm. Bandingkan dengan nilai yang Anda dapat.

Jawab: Tekanan menurut anggapan gas ideal dan gas nyata adalah sbb:

P = nRT/V = [10,0 (mol) 0,082(dm³ atm mol^-1 K^-1) 320(K)]/(2,0 dm³) = 131 atm

Nilai yang didapatkan dengan menggunakan persamaan 6.11 adalah 82 atm yang identik dengan hasil percobaan.

Hasil ini nampaknya menunjukkan bahwa gas polar semacam karbon dioksida tidak akan berperilaku ideal pada tekanan tinggi.

b. Temperatur dan tekanan kritis

Karena uap air mudah mengembun menjadi air, telah lama diharapkan bahwa semua gas dapat dicairkan bila didinginkan dan tekanan diberikan. Namun, ternyata bahwa ada gas yang tidak dapat dicairkan berapa besar tekanan diberikan bila gas berada di atas temperatur tertentu yang disebut temperatur kritis. Tekanan yang diperlukan untuk mencairkan gas pada temperatur kritis disebut dengan tekanan kritis, dan wujud materi pada temperatur dan tekanan kritis disebut dengan keadaan kritis.

Temperatur kritis ditentukan oleh atraksi intermolekul antar molekul-molekul gas. Akibatnya temperatur kritis gas nonpolar biasanya rendah. Di atas nilai temperatur kritis, energi kinetik molekul gas jauh lebih besar dari atraksi intermolekular dan dengan demikian pencairan dapat terjadi.

Tabel 6.2 Temperatur dan tekanan kritis beberapa gas yang umum dijumpai.

Gas	Temperatur kritis (K)	Tekanan kritis (K)	Gas	Temperatur kritis (K)	Tekanan kritis (atm)
H2O	647,2	217,7	N2	126,1	33,5
HCl	224,4	81,6	NH3	405,6	111,5
O2	153,4	49,7	H2	33,3	12,8
Cl2	417	76,1	He	5,3	2,26

c. Pencairan gas

Di antara nilai-nilai koreksi tekanan dalam tetapan van der Waals, H₂O, amonia dan karbon dioksida memiliki nilai yang sangat besar, sementara oksigen dan nitrogen dan gas lain memiliki nilai pertengahan. Nilai untuk helium sangat rendah.

Telah dikenali bahwa pencairan nitrogen dan oksigen sangat sukar. Di abad 19, ditemukan bahwa gas-gas yang baru ditemukan semacam amonia dicairkan dengan cukup mudah. Penemuan ini merangsang orang untuk berusaha mencairkan gas lain. Pencairan oksigen atau nitrogen dengan pendinginan pada tekanan tidak berhasil dilakukan. Gas semacam ini dianggap sebagai “gas permanen” yang tidak pernah dapat dicairkan.

Baru kemudian ditemukan adanya tekanan dan temperatur kritis. Hal ini berarti bahwa seharusnya tidak ada gas permanen. Beberapa gas mudah dicairkan sementara yang lain tidak. Dalam proses pencairan gas dalam skala industro, digunakan efek Joule-Thomson. Bila suatu gas dimasukkan dalam wadah yang terisolasi dengan cepat diberi tekan dengan menekan piston, energi kinetik piston yang bergerak akan meningkatkan energi kinetik molekul gas, menaikkan temperaturnya (karena prosesnya adiabatik, tidak ada energi kinetik yang dipindahkan ke dinding, dsb). Proses ini disebut dengan kompresi adiabatik. Bila gas kemudian dikembangkan dengan cepat melalui lubang kecil, temperatur gas akan menurun. Proses ini adalah pengembangan adiabatik. Dimungkinkan untuk mendinginkan gas dengan secara bergantian melakukan pengembangan dan penekanan adiabatik cepat sampai pencairan.

Dalam laboratorium, es, atau campuran es dan garam, campuran es kering (padatan CO₂) dan aseton biasa digunakan sebagai pendingin. Bila temperatur yang lebih rendah diinginkan, nitrogen cair lebih cocok karena lebih stabil dan relatif murah.