IKATAN KIMIA 2012

Peranan elektron dalam ikatan kimia Apabila terjadi interaksi antara dua atom, maka akan terjadi perubahan susunan elektron dalam masing-masing atom, sehingga atom-atom itu akan bergabung satu sama lain. Dengan demikian susunan elektron dalam molekul akan berbeda dengan susunan elektron dalam masing-masing atom penyusunnya. Susunan elektron dalam suatu molekul dapat dipelajari dengan menggunakan dua teori berikut:

1. Teori Ikatan Valensi Pembentukan suatu ikatan kimia dapat dianggap hanya melibatkan elektron-elektron terluar (electron valensi) dari masing-masing atom.

2.Teori Orbital Molekul Pembentukan suatu molekul terjadi dengan disertai perubahan susunan seluruh elektron dalam atom-atom penyusun.

Macam-macam ikatan Kimia Ikatan kimia dibagi menjadi: Ikatan Ionik Ikatan Kovalen Ikatan Logam Ikatan Hidrogen Ikatan van der Waals dll.

Ikatan Ionik Ikatan ionik antara dua atom dalam suatu molekul dapat terbentuk bila salah satu atom tersebut melepaskan elektron dan atom yang lain mempunyai kemampuan yang cukup tinggi untuk menangkap elektron yang dilepaskan oleh atom yang pertama tersebut.

Ciri-ciri ikatan ion adalah sebagai berikut: Ikatan ion terbentuk karena adanya perpindahan elektron antara sebuah atom logam dan sebuah atom bukan logam. Dalam perpindahan ini atom logam menjadi ion yang bermuatan positif (kation) dan atom bukanlogam menjadi ion yang bermuatan negatif (anion). 2. Atom bukan logam memperoleh sejumlah elektron yang cukup untuk menghasilkan anion dengan konfigurasi elektron gas mulia. Beberapa konfigurasi elektron yang berbeda untuk ion-ion logam tertera dalam tabel berikut:

3.. Kecuali dalam keadaan gas, senyawa ion tidak tersusun dari pasangan ion sederhana atau sekelompok kecil ion. Dalam keadaan padat setiap ion dikelilingi oleh ion-ion yang muatannya berlawanan, mem bentuk suatu susunan yang disebut kristal. 4. Yang dimaksud satuan rumus suatu senyawa ion ialah sekelompok terkecil ion-ion yang bermuatan listrik netral. Satuan rumus diperoleh secara otomatis bila struktur Lewis dituliskan.

Dalam tabel periodik akan dijumpai bahwa untuk setiap perioda unsur-unsur alkali : Li, Na, Rb, Cs, Fr serta unsur-unsur alkali tanah : Be, Mg, Ca, Sr, Ba dan Ra merupakan unsur-unsur yang mempunyai elektrone- gativitas cukup rendah. Disamping itu unsur-unsur golongan VIA dan VIIA yang terdiri dari O, S, Se, Te dan At, serta F, Cl, Br dan I memiliki elektronegativitas yang cukup tinggi, sehingga senyawa-senyawa yang terbentuk antara unsur-unsur alkali atau alkali tanah dengan unsur- unsur golongan VIA dan VIIA akan merupakan senyawa yangterbentuk karena ikatan ionik.

Sebagai contoh kita tinjau ikatan kimia yang terjadi antara atom Na dan Cl dalam garam dapur NaCl. Untuk melepaskan elektron pada kulit terluar (3s1) dari atom Na dibutuhkan sejumlah energi yang disebut energi ionisasi pertama, I, = + 5,1 eV. Sejumlah energi akan dilepaskan apabila atom Cl menarik elektron ke dalam kulit terluarnya yang diukur dengan afinitas elektron, AE = - 3,6 eV Ion-ion terbentuk saling tarik menarik sehingga berdekatan. Proses ini eksoterm, dengan perubahan energi sebesar – 5,8 eV. Keseluruhan proses berlangsung dengan mudah dan berenergi, perubahan energi bersih yang terjadi adalah 5,1 – 3,6 – 5,8 = - 4,3 eV / atom = - 415 kJ/mol.

Ikatan kovalen / ikatan homopolar Ikatan kovalen terbentuk karena penggunaan bersama satu atau lebih pasangan elektron antara dua atom. Penggunaan bersama pasangan elektron ini akan menstabilkan konfigurasi elektron atom-atom penyusun yang bersangkutan. Ikatan tersebut terjadi antara atom non logam dan pasangan elektron yang digunakan bersama dalam pembentukan ikatan kovalen dapat berasal dari kedua atom yang berkaitan maupun berasal dari salah satu atom saja.

Ikatan kovalen dapat terbentuk antara dua atom sejenis misalnya dalam molekul H2, maupun antara dua atom yang berbeda mis. dalam molekul HCl. Ikatan yang terbentuk karena penggunaan bersama satu pasang elektron disebut ikatan tunggal. Ikatan yang terbentuk karena penggunaan bersama dua pasang elektron disebut ikatan rangkap dua. Sedangkan ikatan yang terbentuk karena penggunaan bersama tiga pasang elektron oleh dua atom disebut ikatan rangkap tiga.

Increases from Single to Triple Bond Type Single Double Triple # of e’s 2 4 6 Notation — =  Bond order 1 3 Bond strength Increases from Single to Triple Bond length Decreases from Single to Triple

Strengths of Covalent Bonds

Ada 3 macam ikatan kovalen yakni: ikatan kovalen polar ikatan kovalen non polar ikatan kovalen semi polar (ikatan kovalen koordinasi) Ikatan logam

Ikatan logam adalah gaya tarik menarik antara ion-ion positif suatu logam dengan elektron-elektron bebas dari logam lain. Sifat-sifat logam yang paling menonjol dibandingkan dengan non logam adalah bahwa dalam keadaan padat umumnya liat, mengkilap dan mempunyai daya hantar listrik tinggi. Dalam keadaan padat, maka atom-atom logam tersusun dalam susunan yang paling rapat. Logam-logam memiliki keelektronegatifan yang rendah, sehingga elektron terluar dalam atom-atom logam relatif terikat tidak terlalu kuat dan elektron-elektron valensi dalam atom-atom logam bebas bergerak kemana-mana pada ruangan disela-sela kumpulan atom-atom tersebut.

Sesungguhnya suatu logam dalam keadaan padat tersusun atas ion-ion positif dengan elektron-elektron yang bergerak bebas diseluruh sistem logam tersebut.

Ikatan hidrogen Ikatan hidrogen adalah ikatan antar molekul yang disebabkan oleh gaya tarik menarik atom yang sangat elektronegatif seperti F, O atau N terhadap hydrogen yang bermuatan parsial positif dalam molekul lain. Bila diperhatikan titik didih senyawa hidrogen untuk unsur-unsur segolongan maka makin tinggi berat molekul suatu senyawa, makin tinggi pula titik didihnya. Dengan adanya ikatan hidrogen maka akan mempengaruhi titik didihnya senyawa tersebut

Titik didih beberapa senyawa hidrogen Senyawa Titik didih (oC) Senyawa Titik didih (oC) HF + 19 H2O + 100 HCl - 85 H2S - 60 HBr - 66 H2Se - 42 HI - 35 H2Te - 2

Ikatan hidrogen banyak dijumpai dalam senyawa organik, seperti asam amino, aldehid, asam karboksilat dan lain sebagainya. Ikatan hidrogen ada dua macam, yakni ikatan hidrogen internal (intra-molekuler) dan ikatan hidrogen intermolekuler.

Bentuk Geometri Molekul Dari hasil percobaan ternyata bahwa atom-atom H dan N dalam molekul NH3 tidak terletak dalam satu bidang datar, sedang sudut ikat H-N-H juga tidak 90o, melainkan 107o,30’ Disamping itu atom-atom H dan O dalam molekul H2O juga tidak membentuk sudut 90o melainkan 104o,28’. Hal ini memberi petunjuk bahwa molekul-molekul yang terbentuk dengan ikatan kovalen akan memiliki bentuk geometri molekul tertentu, dengan sudut ikat antara atom yang tertentu pula.

Untuk menerangkan bentuk molekul, maka dapat digunakan pengertian orbital atom sebagai dasar. Karena pada hakekatnya molekul-molekul terbentuk dari atom-atom. Misalnya molekul metana, CH4, dan amoniak, NH3

Bentuk molekul metana dan amonia

Pada molekul ammonia, atom nitrogen dengan nomor atom 7, mempunyai tiga elektron tidak berpasangan, sehingga atom ini dapat mengikat 3 atom Hidrogen. Jika atom H dalam NH3 karena penggunaan bersama elektron-elektron 2p dalam atom H, maka bentuk molekul NH3 akan merupakan piramida dengan sudut ikat H-N-H sebesar 90o. Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikat H-N-H dalam molekul NH3 adalah sebesar 107o,30’.

Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikat H-N-H dalam molekul NH3 adalah sebesar 107o,30’. Hal ini hanya dapat diterangkan bila 3 atom H tersebut terikat oleh elektron-elektron dalam orbital sp3, sehingga bentuk dasar molekul NH3 adalah tetrahedral dengan N sebagai atom pusat dan 3 atom H terikat pada ujung-ujungnya, dan satu sudut ditempati oleh pasangan elektron bebas.

Summary of VSEPR Molecular Shapes e-pairs Notation Name of VSEPR shape Examples 2 AX2 Linear HgCl2 , ZnI2 , CS2 , CO2 3 AX3 Trigonal planar BF3 , GaI3 AX2E Non-linear (Bent) SO2 , SnCl2 4 AX4 Tetrahedral CCl4 , CH4 , BF4- AX3E (Trigonal) Pyramidal NH3 , OH3- AX2E2 Non-Linear (Bent) H2O , SeCl2 5 AX5 Trigonal bipyramidal PCl5 , PF5 AX4E Distorted tetrahedral (see-sawed) TeCl4 , SF4 AX3E2 T-Shaped ClF3 , BrF3 AX2E3 I3- , ICl2- 6 AX6 Octahedral SF6 , PF6- AX5E Square Pyramidal IF5 , BrF5 AX4E2 Square Planar ICl4- , BrF4-

Hibridisasi orbital-orbital atom Bila ditinjau molekul BeF2, maka atom Be berperan sebagai atom pusat yang memiliki konfigurasi elektron : 1s2 2s2. Karena dalam atom Be tidak terdapat elektron yang tidak berpasangan maka molekul BeF2 hanya akan terbentuk bila satu elektron dalam orbital 2s dipromosikan ke dalam orbital 2p. Selanjutnya setiap elektron yang tidak berpasangan yang terbentuk akan digunakan oleh atom Be untuk mengikat dua atom F

Sebelum membentuk ikatan, elektron 2s dan 2p membentuk orbital hibrida sp, yang membentuk geometri garis lurus dengan sudut 180o.

Pembentukan molekul Boron trifluorida Sudut ikat yang terbentuk pada BF3 sebesar 120o. Mula-mula terjadi promosi elektron 2s dalam atom boron ke orbital 2 p, sehingga terbentuk orbital hibrida sp2.

Hal serupa dapat terjadi pada atom karbon dan nitrogen yang dapat membentuk hibrida orbital sp, sp2 dan sp3. Sedangkan atom oksigen dapat membentuk orbital hibrida biasanya sp3 dan sp2.

Bila ditinjau atom P, maka P sebagai atom pusat memiliki 3 elektron tak berpasangan: Sehingga seharusnya hanya akan terbentuk molekul PCl3, tetapi dikenal juga adanya molekul PCl5. Hal ini karena terjadi promosi elektron 3s dalam atom P ke orbital 3 d, sebelum terjadi ikatan antara P dan Cl

Ikatan kovalen antara atom P dan atom Cl dalam PCl5 terbentuk karena penggunaan bersama elektron-elek- tron dalam orbital hibrida sp³d. Orbital hibrida ini memiliki bentuk geometri sebagai trigonal bipiramida.

Bentuk orbital lain adalah orbital hibrida sp³d² , yang memiliki bentuk geometri sebagai oktahedron, mis. Molekul SF6. Dalam SF6, atom S berperan sebagai atom pusat dengan konfigurasi elektron : 16 S : [Ne] 2s² 3p4 Bila terjadi promosi elektron dari orbital 3s dan 3p kedalam orbital 3d, maka menjadi: [Ne] 2s² 3p³d² atau shg 6 atom F akan terikat dalam orbital hibrida sp³d².

Ada beberapa jenis-jenis orbital hibrida yang terbentuk dalam molekul-molekul kovalen, seperti dalam tabel:

Ion Kompleks Serbuk CuSO4 anhidrat berwarna putih, bila didiamkan pada kelembaban tinggi,akan menyerap air dan berwarna biru. Warna biru tsb. terjadi karena ion Cu2+membentuk ion kompleks: Cu (H2O)42+. Peristiwa yang sama terjadi pada ion kompleks Ag(NH3)2+, Zn(NH3)42+. Ion kompleks Cu (H2O)42+ , Ag(NH3)2+, dan Zn(NH3)42+, dikenal pula sebagai senyawa koordinasi, karena antara Cu2+ dan H2O tersebut terjadi ikatan koordinasi. Ion Cu2+ disebut ion pusat, sedangkan H2O disebut gugus koordinasi. Ion kompleks juga memiliki bentuk geometri tertentu, seperti halnya senyawa-senyawa kovalen yang lain. Bentuk molekul senyawa-senyawa koordinasi dapat diduga berdasarkan konsep hibrida orbital atom. Sebagai contoh ion Zn(NH3)42+ , ion Zn2+ berperan sebagai ion pusat, dengan konfigurasi elektron ion Zn2+, sbb: 30Zn  Zn2+ = 28 elektron.

Bentuk molekul senyawa-senyawa koordinasi dapat diduga berdasarkan konsep hibrida orbital atom. Sebagai contoh ion Zn(NH3)42+ , ion Zn2+ berperan sebagai ion pusat, dengan konfigurasi elektron ion Zn2+, sbb: 30Zn  Zn2+ = 28 elektron.

Bentuk molekul senyawa-senyawa koordinasi dapat diduga berdasarkan konsep hibrida orbital atom. Sebagai contoh ion Zn(NH3)42+ , ion Zn2+ berperan sebagai ion pusat dengan konfigurasi elektron ion Zn2+, sbb: 30Zn  Zn2+ = 28 elektron.

Zn ++ [ Ar ] 3s 3p 3d 4s 4p 30

Molekul NH3 mempunyai satu pasang elektron bebas sehingga bila ion Zn2+ mengikat 4 molekul NH3, maka ion Zn2+ harus menyediakan 4 orbital kosong. Dalam hal ini ion Zn2+ akan menggunakan orbital 4s dan 4p. Bentuk molekul Zn(NH3)42+bmerupakan hibrida orbital-orbital tersebut, yaitu merupakan tetrahedron (Orbital hibrida sp3). Dengan cara serupa dapat diterangkan pembentukan dan bentuk senyawa-senyawa koordinasi yang lain.

Pembentukan Co³ - F6 dapat diterangkan sbb: Co3+: [ Ar ] Dengan cara serupa, dapat diterangkan pembentukan dan bentuk senyawa-senyawa koordinasi yang lain. Pembentukan Co³ - F6 dapat diterangkan sbb: Co3+: [ Ar ] Konfigurasi elektron ion Co 3+ sebagai atom pusat diatas terlihat bahwa semua orbital 3d telah terisi, sehingga untuk mengikat 6 ion F- maka ion Co3+ harus menggunakan orbital 4s, tiga orbital 4p dan 2 orbital 3d, yaitu orbital-orbital 4s, 4px, 4py, 4pz, 3 dx²-y² dan 3dz² ,, yakni dengan cara 2 elektron d harus direlokasi: 3 d 4s 4p

3 d 4s 4p Co3+ : [ Ar ]

Orbital-orbital ini akan mengalami hibridisasi dan membentuk orbital hibrida sp³d² , sehingga Co³- F6 akan berbentuk oktahedron.

Peran pentingnya mempelajari ikatan komplek antara lain dapat diterapkan pada kuliah lanjut, misalnya dalam mempelajari klorofil dalam daun Sebenarnya merupakan senyawa koordinasi ( komplek)

Dalam bidang farmasi pembentukan senyawa kompleks dapat berguna pada analisis kualitatif untuk mengetahui adanya gula dalam urin, dengan larutan Fehling. Yakni adanya Cu2+ dengan adanya kalium natrium tartrat akan membentuk komplek khelat yang larut. Selain itu dalam titrasi kompleksometri, mis. Reaksi antara EDTA dan Mg2+ , melibatkan pembentukan senyawa kompleks.

Ikatan Van der Waals Ikatan Van der Waals terjadi antara molekul-molekul non polar. Molekul non polar saling ditarik oleh antar aksi dipol-dipol yang lemah yang disebut gaya London. Gaya London timbul dari dipol yang diinduksi dalam suatu molekul oleh molekul lain. Dalam hal ini, elektron dari satu molekul ditarik ke inti dari molekul kedua secara lemah; maka elektron dari molekul kedua ditolak oleh elektron dari molekul pertama. Hasilnya adalah distribusi elektron yang tidak merata dan suatu dipol terinduksi. Antar aksi berbagai dipol (tarikan dan tolakan) secara kolektif disebut gaya van der Waals. Jarak antara molekul mempunyai pengaruh penting terhadap kekuatan gaya van der Waals. Jarak dimana gaya adalah terbesar disebut jari-jari van der Waals

Resonansi Dalam molekul belerang dioksida (SO2) memiliki momen dwi kutub yang cukup tinggi. Hal ini menunjukkan bahwa bentuk molekul SO2 adalah non linier. Atom S dan O masing-masing memiliki 6 elektron valensi dalam orbital s dan p , sehingga SO2 diikat oleh 18 buah elektron valensi satu sama lain. Suatu molekul yang mempunyai susunan elektron valensi yang sama tetapi hanya berbeda letak elektron tersebut disebut resonansi. Hal ini dapat digambarkan dalam dua susunan sebagai berikut :

: O : S O dan : O S : O . . . . . . . . . . :: : : : : . . . . . . ( 1 ) ( 2 ) Baik susunan (1) maupun (2) tidak pernah terbukti secara percobaan, karena bila kedua susunan ini benar, maka harus dapat dibuktikan bahwa dua atom O dalam SO2 terikat pada jarak S – O yang berbeda. Jarak S-O untuk ikatan rangkap harus lebih pendek dari pada jarak S-O ikatan tunggal. Hasil percobaan menunjukkan bah-wa oksigen dalam SO2 terikat pada jarak yang sama. Menurut konsep resonansi tidak ada susunan yang benar diantara diantara dua susunan SO2 diatas, elek- tron-elektron valensi dalam molekul tsb. selalu berubah

dari susunan (1) ke susunan (2) dan sebaliknya. Sehingga kebolehjadian untuk menemukan kedua susunanelektron SO2 diatas adalah sama, dan tentu saja jarak S-O dalam SO2 untuk kedua atom O adalah sama. Keadaan resonansi dapat dituliskan sbb:

S S O O O O Tanda ( ) menggambarkan “resonansi” sedang susunan yang paling mungkin terjadi adalah antara susunan (1) dan susunan (2), sebagai berikut : S O O

Contoh lain tentang resonansi dapat ditinjau susunan elektron dalam molekul benzena (C6H6) , ion karbonat (CO3)= maupun nitrometana.

Untuk menuliskan struktur resonansi, perlu diperhatikan hal-hal berikut ini: 1.Letak atom-atom atau inti pada tiap struktur resonansi harus menempati tempat yang sama 2. Tiap struktur resonansi mengandung jumlah pasangan elektron yang sama banyaknya. 3. Struktur molekul yang sebenarnya tidak sama dengan struktur resonansi yang ada, tetapi merupakan hibrida resonansi dari semua struktur yang ada. 4. Struktur hibrida tersebut mempunyai energi yang lebih rendah dari pada tiap struktur resonansi. 5. Kestabilan struktur hibrida adalah yang paling besar jika struktur resonansi yang satu ekivalen dengan struktur resonansi yang lain serta mempunyai energi terendah.

6. Energi tiap struktur resonansi dipengaruhi oleh besarnya energi ikatan, struktur geometri, dan kekuatan untuk menarik elektron dari atom-atomnya. 7. Bila pada struktur resonansi terdapat muatan formal, maka kestabilan akan bertambah jika muatan yang sama semakin menyebar atau muatan yang berlawanan saling mengumpul. Ion karboksilat mempunyai dua struktur resonansi yang ekivalen. Sehingga struktur (I) dan (II) memiliki energi terendah yang sama karena berstruktur ekivalen. Selain itu muatan negatif tersebar ke kedua oksigen. Kedua hal tersebut dapat menambah kestabilan ion karboksilat.

Soal-soal: 1.Tuliskan rumus bangun Lewis yang menggambarkan struktur-struktur resonansi dari: a. ion bikarbonat, HCO3- b. ion karbonat, CO32- Ion mana yang diduga mempunyai energi resonansi lebih besar ? 2. Gambarkan struktur resonansi dari : O3 dan N3- 3. Tuliskan semua struktur resonansi dari fenantrena

GAS

Anda jangan memompa ban sepeda berlebihan , atau membuang kaleng aerosol ke tempat pembakaran sampah, atau mencari kebocoran gas dengan nyala api. Dalam kasus ini terdapat bahaya ledakan. Perilaku ban sepeda dan kaleng aerosol tersebut didasarkan pada hubungan antara tekanan, suhu, volume dan jumlah gas. Untuk mendiskripsikan perilaku gas secara kuantiutatif digunakan beberapa hukum gas sederhana dan persamaan yang lebih umum yang dinamakan persamaan gas ideal.

Hukum Boyle : V ~ 1/P ( pada temperatur dan n tetap) Untuk sejumlah gas tertentu pada suhu konstan, volume gas berbanding terbalik dengan tekanan gas.

Hukum Charles : V ~ T ( pada P dan n tetap ) Pada tekanan tetap, volume gas berbanding lurus dengan suhu mutlaknya (skala Kelvin)

Hukum Avogadro Hipotesis Avogadro tentang “volume sama – jumlah sama” dapat dinyatakan dengan dua cara: 1. Volume yang sama dari gas-gas berbeda yang dibandingkan pada suhu dan tekanan sama akan mengandung jumlah molekul yang sama. 2. Jumlah molekul yang sama dari gas-gas berbeda yang dibandingkan pada suhu dan tekanan sama akan menempati volume yang sama. Hukum Avogadro : V ~ n ( pada T dan P tetap ) Pada suhu dan tekanan yang tetap, gas-gas yang volume nya sama mempunyai jumlah molekul yang sama.

Hukum Gay-Lussac : P ~ T Tekanan suatu gas dengan massa tertentu berbanding lurus dengan suhu mutlak, bila volume dijaga tetap

Hubungan diatas dapat ditulis : V ~ ( 1/P ) ( T ) ( n ) Bila koeffisien pembagi = R, maka: V = R (1/P) (T ) ( n ) atau : PV = n RT PV = n RT disebut persamaan gas ideal. Dengan P = tekanan (atm); V = volume (L); n = jumlah mol; T = suhu (oK); dan R = konstante gas ideal dengan nilai = 0,0821 L.atm.mol-1K-1

Hukum tekanan parsial Dalton: Tekanan total campuran gas adalah jumlah tekanan parsial semua komponennya. Ptotal = PA + PB + PC + …….. Ptotal = Ptotal dalam ruangan, dan PA , PB , PC ……. masing-masing adalah tekanan parsial gas A, B, C, .... Jika jumlah mol suatu komponen gas dikeetahui, maka tekanan parsialnya dapat dihitung dengan rumus: nA PA = ----- x Ptotal ntotal Karena nA/ntotal disebut fraksi mol gas A atau XA, maka: PA = XA Ptotal

Contoh: Dalam ruang 30 L terdapat 12 g O2 , 7 g N2 dan 22 g CO2. Bila suhu ruang 27o C, tentukan : a. tekanan parsial masing-masing gas b. tekanan total gas Jawab: 12 12 g O2 = ----- mol = 0,375 mol 32 7 g N2 = 0,25 mol dan 22 g CO2 = 0,5 mol P O2 = n O2 . RT / V  (0,375)(0,082)(300) / 30 atm = 0,3075 atm P N2 = 0,205 atm P CO2 = 0,410 atm jadi Ptotal = 0,3075 atm + 0,205 atm + 0,410 atm = 0,9255 atm

Tugas: Dalam wadah volume 5,0 L pada suhu 20oC berisi campuran gas 1,0 g H2 dan 5,00 g He. Berapa tekanan yang ditimbulkan campuran gas tersebut ? Berapa tekanan parsial H2 dan He dalam campuran tersebut ?

4. Teori Kinetika Gas Hukum-hukum Boyle, Gay-Lussac dan Avogadro dikembangkan melalui pengamatan berdasarkan percobaan. Oleh karena itu perlu dikembangkan teori untuk menjelaskan mengapa sifat gas menuruti hukum diatas.

Brown (1827) menemukan, bahwa partikel-partikel koloid itu selalu dalam keadaan bergerak secara acak. Gerakannya berupa garis lurus yang patah-patah yang semakin cepat bila suhu dinaikkan. Dari gejala ini disimpulkan bahwa partikel-partikel kecil lainnya, mis. molekul gas, juga selalu bergerak secara acak ke segala arah. Selain itu, gaya tarik menarik antar-molekul gas tidak ada, sehingga gas selalu mengisi seluruh ruangan tempatnya berada.

Volume yang ditempati oleh molekul gas itu sangat kecil bila dibandingkan dgn volume ruangan tempat molekul gas itu berada. Itulah sebabnya gas dapat dimampatkan. Sewaktu gas dimampatkan volume ruang molekul gas menjadi lebih kecil, tetapi volume molekul-molekul gasnya tetap. Bila gas ditekan akan memberikan gambaran seperti berikut: . . . . . . . ditekan ………….. ………………….. …………….

Bila pemampatan dilakukan terus sambil didinginkan, maka volume ruangan semakin kecil sehingga jarak antar molekul menjadi makin rapat. Molekul-molekul gas semakin berdesakan sehingga timbullah gaya tarikantar molekul. Bila gaya tarik menarik antar molekul itu semakin kuat, akhirnya gas akan mencair. Gas dapat dicairkan dengan cara memperbesar tekanan, asalkaan suhunya masih dibawah suhu kritiknya. Bila suhu gas diatas suhu kritiknya,maka berapapun besarnya tekanan yang diberikan tidak dapat mencairkannya.

Tabel 2: Suhu dan tekanan kritis beberapa gas Gas Suhu kritis (Tc , o K) Tekanan Kritis (Pc, atm) H2O 647 217,7 SO2 430 77,7 HCl 321 81,6 CO2 304 73,0 O2 154 49,7 N2 126 33,5 H2 33 12,8 He 5,2 2,3

Suhu batas dimana suatu gas tidak dapat dicairkan dengan jalan kompresi dinamakan suhu kritis. Sedangkan tekanan terendah yang harus dibuat untuk mencairkan gas pada suhu kritis tersebut dinamakan tekanan kritis. Dalam tabel dibawah ini tertera harga-harga suhu kritis untuk berbagai gas. Pada daerah suhu diatas suhu kritis tak ada harga tekanan yang dapat digunakan untuk mencairkan suatu gas.

Karena molekul gas selalu bergerak, maka terjadinya benturan tidak dapat dihindari. Tekanan gas disebabkan oleh terjadinya benturan antara molekul-molekul gas dengan dinding ruangan. Semakin besar energi molekul dan semakin seringnya terjadinya benturan, maka tekanan gas semakin besar.

Bila gas ditempatkan dalam ruangan tertutup pada suhu tetap, maka tekanan tidak berubah. Hal itu menunjukkan bahwa sewaktu terjadi benturan antara molekul satu dengan molekul lainnya, molekul-molekul gas tidak kehilangan energi, hanya arah gerakan menjadi berubah. Jadi benturan antar molekul gas maupun dengan dinding ruangan bersifat lenting sempurna.

5. Hukum Graham tentang effusi Jika dua gas ditempatkan dalam wadah sama, molekul mereka bercampur secara gradual sehingga kompo-sisi gas menjadi uniform. Proses pencampuran ini disebut diffusi. Diffusi adalah suatu penyamaan keadaan-keadaan fisika secara spontan. Proses yang kadang-kadang mirip diffusi disebut effusi. Effusi adalah gerakan partikel-partikel gas lewat suatu lubang sempit. Proses ini terjadi pada gas, dimana dibawah tekanan, akan meninggalkan dari wadah karena melalui pori-pori yang sangat kecil.Sebagai contoh mis. Hilangnya gas helium dalam balon setelah didiamkan beberapa saat.

Proses ini terjadi pada gas, dimana dibawah tekanan, akan meninggalkan dari wadah karena melalui pori-pori yang sangat kecil.Sebagai contoh mis. Hilangnya gas helium dalam balon setelah didiamkan beberapa saat.

Proses effusi gas kedalam vakum dapat digambarkan sbb.:

Thomas Graham (1805-1869) telah mengukur kecepatan effusi gas pada tekanan dan suhu yang sama, maka kecepatan effusi secara proporsional berbanding terbalik dengan akar dari rapatan (densitas) dari gas. Hukum Graham dapat dituliskan secara matematik : Kec. Effusi ~ 1 / d Kecepatan effusi 2 gas, A dan B dapat dibandingkan dengan pembagian kecepatan satu dengan yang lain, yakni: Kecepatan effusi (A ) dB ----------------------------- = ---------- Kecepatan effusi ( B ) dA

Menurut hukum Avogadro, rapatan gas berbanding lurus dengan bobot molekulnya, oleh karena itu bobot molekul ( M ) dapat menggantikan rapatan dalam rumus hukum diffusi (effusi) Graham: Kecepatan effusi (A) dB MB -------------------------- = --------- = ------- Kecepatan effusi (B) dA MA

5. Gas Nyata Gas nyata tidak mengikuti hukum Boyle-Gay-Lussac. Hukum ini hanya berlaku bila tekanan gas sedemi-kian rendah sehingga mendekati nol. Hal ini karena pengaruh volume molekul dan gaya tarik antar molekul. Pada tekanan yang sangat rendah, volume ruangan yang ditempati oleh molekul gas menjadi jauh lebih kecil dari volume ruangan tempat gas itu berada.

Sebaliknya pada tekanan tinggi volume ruangan tempat gas itu berada menjadi semakin kecil sehingga volume molekul gas tidak dapat diabaikan. Itulah sebabnya pada tekanan tinggi terdapat penyimpangan sifat gas nyata (sejati) bila dibandingkan dengan gas ideal.

Pada tekanan tinggi, kerapatan molekul menjadi lebih tinggi, sehingga jarak antar molekul menjadi lebih kecil. Karena molekul-molekul saling berdekatan maka interaksi antara molekul yang satu dengan yang lain menjadi semakin besar. Hal itu mengakibatkan gaya benturan yang disebabkan oleh molekul gas terhadap dinding ruangan menjadi lemah. Akibatnya tekanan yang diukur pada gas nyata lebih kecil jika dibandingkan dengan hitungan menurut hukum Boyle-Gay-Lussac. Untuk memperoleh hitungan yang lebih tepat maka volume gas harus dikurangi dengan volume yang ditempati oleh molekul-molekul gas, yaitu sebesar nb.

Jadi volume gas menjadi (V – nb). Untuk memperhi- tungkan adanya gaya tarik antar molekul maka besar- nya tekanan harus ditambah dengan an2 / V2 sehingga tekanan gas menjadi ( P + an 2 / V2 ). Dengan penggabungan kedua hal tsb. maka diperoleh persamaan van der Waals sbb: a n2 ( P + -------- ) ( V – nb ) = n RT …… ( 10 ) V2 Dimana a dan b dinamakan tetapan van der Waals untuk gas dan besarnya tergantung dari jenis gas

Tabel : Konstante Van der Waals untuk gas nyata a (L2 atm / mol 2 ) b ( L / mol ) He 0,034 0,0237 O2 1,36 0,0318 NH3 4,17 0,0371 H2O 5,46 0,0305 CH4 2,25 0,0428 C2H6 5,489 0,06380 CH3OH 9,523 0,06702 C2H5OH 12,02 0,08407

Tugas : 1.Suatu sampel mengandung 8,00 kg gas nitrogen dan mengisi labu 100 L pada 300oC. a. berapa tekanan gas menggunakan pers. Kea- daan van der Waals ? b. Berapa tekanan yang diramalkan dengan persamaan gas ideal ? 2.Dalam silinder baja mengandung gas oksigen 6,80 kg dan volume internal silinder tsb.= 28,0 L, Hitunglah tekanan dalam silinder tsb. pada 20oC dengan menggunakan pers. van der Waals.