Hukum Boyle Dan Hukum Charles

Hukum Boyle Dan Hukum Charles

Sains adalah bidang yang memberikan kesempatan eksplorasi tak terbatas bahkan jika seseorang membatasi dirinya ke domain tertentu. Banyak ilmuwan yang berdedikasi seluruh hidup mereka untuk bidang ini dan memberikan kontribusi terhadap evolusi manusia. Robert Boyle adalah salah satu ilmuwan tersebut. Salah satu karya yang paling terkenal (Hukum Boyle) adalah bahwa pembentukan hubungan antara volume gas dan tekanan diterapkan di atasnya. Hukum Boyle adalah hasil kerja didedikasikan oleh Robert Boyle untuk menentukan variasi volume gas dengan perubahan tekanan. Hukum berlaku selama jumlah gas dan suhu dijaga konstan. Robert Boyle Hukum Boyle menyatakan dan merumuskan persamaan matematika dengan bantuan beberapa pengamatan pada sifat-sifat dan perilaku gas ideal mereka.

HUKUM BOYLE

Gambar disamping adalah sebuah animasi yang menunjukkan hubungan antara tekanan dan volume dimana jumlah dan suhu tetap konstan.

Hukum Boyle membantu untuk menentukan efek pada volume gas saat mengganti tekanan yang diterapkan di atasnya. Jumlah gas dan suhu harus tetap konstan sementara melakukan percobaan dalam rangka untuk plot hubungan yang benar antara tekanan dan volume. Undang-undang menyatakan bahwa jika suhu dijaga konstan, volume gas berbanding terbalik dengan tekanan diterapkan. Secara matematis hukum dapat ditulis sebagai:

 PV = konstan (k)

dimana :

P = tekanan sistem

V = volume gas yang

k = nilai konstan

Menurut interpretasi matematis, asalkan suhu sistem tidak berubah, nilai ‘k’ tetap sama dan karenanya Boyle adalah mampu merumuskan persamaan yang lebih umum, yang dapat ditulis sebagai: P1V1 = P2V2

Dimana P1 dan V1 adalah tekanan awal dan volume dan P2 dan V2 adalah tekanan akhir dan volume. Menurut persamaan ini, dapat dengan mudah dilihat bahwa jika tekanan diterapkan pada gas meningkat, volume menurun dan jika tekanan menurun, peningkatan volume, untuk menjaga nilai ‘k’ konstan. Hukum Boyle berasal dari teori kinetik gas dengan asumsi gas ideal. Itu juga menemukan bahwa gas nyata mematuhi hukum Boyle hanya pada tekanan yang cukup rendah, seperti pada tekanan tinggi, gas umumnya menunjukkan bentuk penyimpangan perilaku ideal mereka.

Contoh: Misalkan volume awal dan tekanan gas 3L dan 4 atm masing-masing, kemudian menggunakan hukum Boyle, tekanan akhir gas dapat dihitung jika volume menurun sampai 2,5 L. Menurut hukum Boyle, P1V1 = P2V2

Jadi, P2 = P1V1 / V2

=> P2 = (3 * 4) / 2,5 = 4,8 atm.

Oleh karena tekanan akhir gas adalah 4,8 atm.

Hukum Boyle, Hukum Charles dan Hukum Gay-Lussac bersama-sama membentuk hukum gas gabungan, dan digunakan untuk perhitungan matematis sementara melakukan percobaan di laboratorium. Selain mempelajari perilaku gas ideal dan nyata, Robert Boyle juga dilakukan percobaan untuk menentukan peran udara dalam memungkinkan suara untuk perjalanan, kemampuan kristal untuk membelokkan cahaya dan perilaku cairan saat istirahat. Hukum Boyle masih salah satu hukum yang sangat dasar kimia dan telah membantu para ilmuwan dalam memahami sifat-sifat gas dalam cara yang lebih baik.

HUKUM CHARLES

Dalam termodinamika dan kimia fisik, Hukum Charles adalah hukum gas ideal pada tekanan tetap yang menyatakan bahwa :

“ Pada tekanan tetap, volume gas ideal bermassa tertentu berbanding lurus terhadap temperaturnya (dalam Kelvin).”

Secara matematis, hukum Charles dapat ditulis sebagai:

Dimana :

V         = volume gas (m³),

T          = temperatur gas (K), dan

K         = konstanta.

Hukum ini pertama kali dipublikasikan oleh Joseph Louis Gay-Lussac pada tahun 1802, namun dalam publikasi tersebut Gay-Lussac mengutip karya Jacques Charles dari sekitar tahun 1787 yang tidak dipublikasikan. Hal ini membuat hukum tersebut dinamai hukum Charles. Hukum Boyle, hukum Charles, dan hukum Gay-Lussac merupakan hukum gas gabungan. Ketiga hukum gas tersebut bersama dengan hukum Avogadro dapat digeneralisasikan oleh hukum gas ideal.

HUKUM AVOGADRO

Hukum Avogadro (Hipotesis Avogadro, atau Prinsip Avogadro) merupakan satu hukum gas yang dinamakan sempena Amedeo Avogadro, yang membuat suatu hipotesis pada tahun 1811 bahawa :

“ Gas-gas dengan isi padu yang sama, pada suhu dan tekanan yang sama, mempunyai bilangan zarah atau molekul yang sama.”

Justru, bilangan molekul pada isi padu gas yang tertentu adalah bebas daripada saiz atau jisim molekul gas itu. Contohnya, gas hidrogen dan gas nitrogen pada isi padu yang sama mempunyai bilangan molekul yang sama, sekiranya pada suhu dan tekanan yang sama.

Aspek kecil hukum ini boleh dinyatakan secara matematik seperti ini:

.

Dimana :

V         = isi padu gas.

N         = bilangan mol gas itu.

K         = pembolehubah tetap.

Akibat Hukum Avogadro yang terpenting adalah berikut: Pembolehubah tetap gas unggul mempunyai nilai yang sama pada semua gas. Ini bermaksud bahawa pembolehubah tetap

Dimana :

P          = tekanan gas

T          = suhu gas

mempunyai nilai yang sama untuk semua gas, bebas daripada saiz dan jisim molekul gas. Satu mol sesuatu gas unggul adalah sebanyak 22.4 liter (dm³) pada STP, dan merangkumi 24.45 liter pada SLC (Keadaan bilik = 25 darjah Celsius dan 1 atm/101.3kPa). Isi padu ini sering dirujuk sebagai isi padu molar sesuatu gas unggul. Gas sebenar mungkin akan menyimpang daripada nilai ini.

Bilangan molekul dalam satu mole dipanggil nombor Avogadro: kira-kira 6.022×10²³ zarah setiap mol. Hukum Avogadro, berserta hukum gas gabungan, membentuk hukum gas unggul.

PERSAMAAN GAS IDEAL

Gas merupakan satu dari tiga wujud zat dan walaupun wujud ini merupakan bagian tak terpisahkan dari studi kimia, disini saya akan membahas tentang 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 adalah manometer. Prototipe alat pengukur tekanan atmosfer, barometer, 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)

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.

c. 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, volume 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; 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

Atau :

PV = nRT

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 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 molar gas adalah M (g mol^-1), akan diperoleh persamaan karena n = w / M.

PV = wRT / M           

Maka :

M = wRT / PV

Latihan 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 kita 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 (n_A mol) dan B (n_B mol) memiliki volume V pada temperatur T. Persamaan berikut dapat diberikan untuk masing-masing gas.

p_A = n_ART / V

p_B = n_BRT / V

p_A dan p_B 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 = p_A + p_B = (n_A + n_B)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, x_A, dalam campuran x_A = n_A/(n_A + n_B), maka p_A dapat juga dinyatakan dengan x_A.

p_A = [n_A/(n_A + n_B)]P (6.11)

Dengan kata lain, tekanan parsial setiap komponen gas adalah hasil kali fraksi mol, x_A, dan tekanan total P.

Tekanan uap jenuh (atau dengan singkat disebut tekanan jenuh) air disefinisikan sebagai tekanan parsial maksimum yang dapat diberikan oleh uap air pada temperatur tertentu dalam campuran air dan uap air. Bila terdapat lebih banyak uap air, semua air tidak dapat bertahan di uap dan sebagian akan mengembun.

Latihan 3 Hukum tekanan parsial

Sebuah wadah bervolume 3,0 dm³ mengandung karbon dioksida CO₂ pada tekanan 200 kPa, dansatu lagi wadah bervolume 1,0 dm³ mengandung N₂ pada tekanan 300 kPa. Bila kedua gas dipindahkan ke wadah 1,5 dm³. Hitung tekanan total campuran gas. Temperatur dipertahankan tetap selama percobaan.

Jawab:

Tekanan parsial CO₂ akan menjadi 400 kPa karena volume wadah baru 1/2 volume wadah sementara tekanan N₂ adalah 300 x (2/3) = 200 kPa karena volumenya kini hanya 2/3 volume awalnya. Maka tekanan totalnya 400 + 200 = 600 kPa.