hukum gas

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.

a. Sifat gas

Sifat-sifat gas dapat dirangkumkan sebagai berikut.

1. Gas bersifat transparan.
2. Gas terdistribusi merata dalam ruang apapun bentuk ruangnya.
3. Gas dalam ruang akan memberikan tekanan ke dinding.
4. Volume sejumlah gas sama dengan volume wadahnya. Bila gas tidak

diwadahi, volume gas akan menjadi tak hingga besarnya, dan tekanannya akan

menjadi tak hingga kecilnya.
5. Gas berdifusi ke segala arah tidak peduli ada atau tidak tekanan luar.
6. Bila dua atau lebih gas bercampur, gas-gas itu akan terdistribusi merata.
7. Gas dapat ditekan dengan tekanan luar. Bila tekanan luar dikurangi, gas akan

mengembang.

8. Bila dipanaskan gas akan mengembang, bila didinginkan akan mengkerut.

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 adalahm anometer. Prototipe alat

pengukur tekanan atmosfer,barom eter, 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.

b. Volume dan tekanan

Fakta bahwa volume gas berubah bila tekanannya berubah telah diamati sejak abad 17
oleh Torricelli dan filsuf /saintis Perancis Blase Pascal (1623-1662). 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 (6.1) untuk
menggambarkan hubungan antara volume V dan tekanan P gas. Hubungan ini disebut
dengan hukum Boyle.

PV = k (suatu tetapan) (6.1)

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 dinamakan hukum 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 (6.2)

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) (6.3)

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; Bab
1.2(b)). 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.

d. Persamaan gas ideal

Esensi ketiga hukum gas di atas dirangkumkan di bawah ini. Menurut tiga hukum ini,
hubungan antara temperatur T, tekanan P dan volume V sejumlah n mol gas dengan
terlihat.

Tiga hukum Gas

Hukum Boyle: V = a/P (pada T, n tetap)
Hukum Charles: V = b.T (pada P, n tetap)
Hukum Avogadro: V = c.n (pada T, P tetap)

Jadi, V sebanding dengan T dan n, dan berbanding terbalik pada P. Hubungan ini

dapat digabungkan menjadi satu persamaan:

V = RTn/P (6.4)

atau

PV = nRT (6.5)

R adalah tetapan baru. Persamaan di atas disebut dengan persamaan keadaan gas

ideal atau lebih sederhana persamaan gas ideal.

Nilai R bila n = 1 disebut dengan konstanta gas, yang merupakan satu dari konstanta fundamental fisika. Nilai R beragam bergantung pada satuan yang digunakan. Dalam sistem metrik, R = 8,2056 x10–2 dm3 atm mol-1 K-1. Kini, nilai R = 8,3145 J mol-1 K-1 lebih sering digunakan.

Latihan 6.1 Persamaan gas ideal

Sampel metana bermassa 0,06 g memiliki volume 950 cm3 pada temperatur 25°C.

Tentukan tekanan gas dalam Pa atau atm).

Jawab: Karena massa molekul CH4 adalah 16,04, jumlah zat n diberikan sebagai n = 0,60 g/16,04 g mol-1 = 3,74 x 10-2 mol. Maka, P = nRT/V = (3,74 x10-2 mol)(8,314 J mol-1 K-1) (298 K)/ 950 x 10-6 m3)= 9,75 x 104 J m-3 = 9,75 x 104 N m-2= 9,75 x 104 Pa = 0,962 atm

Dengan bantuan tetapan gas, massa molekul relatif gas dapat dengan mudah
ditentukan bila massa w, volume V dan tekanan P diketahui nilainya. Bila massa
molLatihan 6.2 Massa molekular gas

Massa wadah tertutup dengan volume 0,500 dm3 adalah 38,7340 g, dan massanya
meningkat menjadi 39,3135 g setelah wadah diisi dengan udara pada temperatur 24
°C dan tekanan 1 atm. Dengan menganggap gas ideal (berlaku persamaan (6.5)),
hitung "seolah" massa molekul udara.

Jawab: 28,2. Karena ini sangat mudah detail penyelesaiannya tidak diberikan. Anda

dapat mendapatkan nilai yang sama dari komposisi udara (kira-kira N2:O2 = 4:1).

e. Hukum tekanan parsial

Dalam banyak kasus Anda tidak akan berhadapan dengan gas murni tetapi dengan

campuran gas yang mengandung dua atau lebih gas. Dalton tertarik dengan masalah

kelembaban dan dengan demikian tertarik pada udara basah, yakni campuran udara
dengan uap air. Ia menurunkan hubungan berikut dengan menganggap masing-masing
gas dalam campuran berperilaku independen satu sama lain.

Anggap satu campuran dua jenis gas A (nA mol) dan B (nB mol) memiliki volume V

pada temperatur T. Persamaan berikut dapat diberikan untuk masing-masing gas.
pA = nART/V (6.8)
pB = nBRT/V (6.9)

pA dan pB disebut dengan tekanan parsial gas A dan gas B. Tekanan parsial adalah
tekanan yang akan diberikan oleh gas tertentu dalam campuran seandainya gas
tersebut sepenuhnya mengisi wadah.

Dalton meyatakan hukum tekanan parsial yang menyatakan tekanan total P gas

sama dengan jumlah tekanan parsial kedua gas. Jadi,

P = pA + pB = (nA + nB)RT/V (6.10)

Hukum ini mengindikasikan bahwa dalam campuran gas masing-masing komponen memberikan tekanan yang independen satu sama lain. Walaupun ada beberapa gas dalam wadah yang sama, tekanan yang diberikan masing-masing tidak dipengaruhi oleh kehadiran gas lain.

Bila fraksi molar gas A, xA, dalam campuran xA = nA/(nA + nB), maka pA dapat juga

dinyatakan dengan xA.

pA = [nA/(nA + nB)]P (6.11)