Transcript IKATAN KIMIA - Farmasi Carbon 2012

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 elektronelektron 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:
1. 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 elektronegativitas 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 unsurunsur 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.
Bond Type
Single
Double
Triple
# of e’s
2
4
6
Notation
—
=

Bond order
1
2
3
Bond
strength
Bond
length
Increases from Single to Triple
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 elektronelektron 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)
HF
HCl
HBr
HI
+ 19
- 85
- 66
- 35
Senyawa
H2O
H2S
H2Se
H2Te
Titik didih (oC)
+ 100
- 60
- 42
-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
AX4
Tetrahedral
CCl4 , CH4 , BF4-
AX3E
(Trigonal) Pyramidal
NH3 , OH3-
AX2E2
Non-Linear (Bent)
H2O , SeCl2
AX5
Trigonal bipyramidal
PCl5 , PF5
AX4E
Distorted tetrahedral
(see-sawed)
TeCl4 , SF4
AX3E2
T-Shaped
ClF3 , BrF3
AX2E3
Linear
I3- , ICl2-
AX6
Octahedral
SF6 , PF6-
AX5E
Square Pyramidal
IF5 , BrF5
AX4E2
Square Planar
ICl4- , BrF4-
4
5
6
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-elektron 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:
2+ = 28 elektron.
Zn

Zn
30
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:
2+ = 28 elektron.
Zn

Zn
30
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 ]
30
3s
3p
4s
4p
3d
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 orbitalorbital tersebut, yaitu merupakan tetrahedron (Orbital
hibrida sp3).
Dengan cara serupa dapat diterangkan pembentukan
dan bentuk senyawa-senyawa koordinasi yang lain.
Dengan cara serupa, dapat diterangkan pembentukan
dan bentuk senyawa-senyawa koordinasi yang lain.
Pembentukan Co³ - F6 dapat diterangkan sbb:
Co3+: [ Ar ]
3d
4s
4p
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:
Co3+ : [ Ar ]
3d
4s
4p
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 dipoldipol 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 :
:O
:
S
..
..
(1)
dan
..
..
:
: O : :S : O
..
(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 bahwa oksigen dalam SO2 terikat pada jarak yang sama.
Menurut konsep resonansi tidak ada susunan yang
benar diantara diantara dua susunan SO2 diatas, elektron-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
O
S
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, HCO3b. ion karbonat, CO32Ion mana yang diduga mempunyai energi resonansi
lebih besar ?
2. Gambarkan struktur resonansi dari :
O3 dan N33. 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
a. P O2 = n O2 . RT / V  (0,375)(0,082)(300) / 30 atm
= 0,3075 atm
b. P N2 = 0,205 atm
c. 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.
a. Berapa tekanan yang ditimbulkan campuran
gas tersebut ?
b. 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
H2O
SO2
HCl
CO2
O2
N2
H2
He
Suhu kritis (Tc , o K) Tekanan Kritis (Pc, atm)
647
430
321
304
154
126
33
5,2
217,7
77,7
81,6
73,0
49,7
33,5
12,8
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 molekulmolekul 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 komposisi 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 poripori 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 )
----------------------------- =
Kecepatan effusi ( B )
dB
---------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)
-------------------------- =
Kecepatan effusi (B)
dB
--------- =
dA
MB
------MA
5. Gas Nyata
Gas nyata tidak mengikuti hukum Boyle-Gay-Lussac.
Hukum ini hanya berlaku bila tekanan gas sedemikian 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 BoyleGay-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 memperhitungkan adanya gaya tarik antar molekul maka besarnya 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. Keadaan 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.