Titrasi Iodo-Iodimetri

1.        Pengertian Redoks

Istilah oksidasi mengacu pada setiap perubahan kimia dimana terjadi kenaikan bilangan oksidasi, sedangkan reduksi digunakan untuk setiap penurunan bilangan oksidasi. Berarti proses oksidasi disertai hilangnya elektron sedangkan  reduksi memperoleh elektron. Oksidator adalah senyawa di mana atom yang terkandung mengalami penurunan bilangan oksidasi. Sebaliknya pada reduktor, atom yang terkandung mengalami kenaikan bilangan oksidasi. Oksidasi-reduksi harus selalu berlangsung bersama dan saling menkompensasi satu sama lain. Istilah oksidator reduktor mengacu kepada suatu senyawa, tidak kepada atomnya saja.

Titrasi redoks itu melibatkan reaksi oksidasi dan reduksi antara titrant dan analit. Titrasi redoks banyak dipergunakan untuk penentuan kadar logam atau senyawa yang bersifat sebagai oksidator atau reduktor.

2.        Macam-macam Titrasi

·  Permanganometri.

·  Iodometri.

·  Iodimetri.

·  Iodatometri.

·  Bromometri.

·  Bromatometri.

·  Cerimetri.

·  Nitrimetri.

·  Dikromatometri.

Diantara sekian banyak contoh teknik atau cara dalam analisis kuantitatif terdapat dua cara melakukan analisis dengan menggunakan senyawa pereduksi iodium yaitu secara langsung dan tidak langsung. Cara langsung disebut iodimetri (digunakan larutan iodium untuk mengoksidasi reduktor-reduktor yang dapat dioksidasi secara kuantitatif pada titik ekivalennya). Namun, metode iodimetri ini jarang dilakukan mengingat iodium sendiri merupakan oksidator yang lemah. Sedangkan cara tidak langsung disebut iodometri (oksidator yang dianalisis kemudian direaksikan dengan ion iodida berlebih dalam keadaan yang sesuai yang selanjutnya iodium dibebaskan secara kuantitatif dan dititrasi dengan larutan natrium thiosilfat standar atau asam arsenit).

1. Iodimetri

Merupakan titrasi langsung dengan menggunakan baku iodium (I₂) dan digunakan untuk analisis kuantitatif senyawa-senyawa yang mempunyai potensial oksidasi lebih kecil daripada sistem iodium-iodida atau dengan kata lain digunakan untuk senyawa-senyawa yang bersifat reduktor yang cukup kuat seperti Vitamin C, tiosulfat, arsenit, sulfide, sulfit, Stibium (III), timah (II), dan ferosianida. Daya mereduksi dari berbagai macam zat ini tergantung pada konsentrasi ion hydrogen, dan hanya dengan penyesuaian pH dengan tepat yang dapat menghasilkan reaksi dengan iodium secara kuantitatif. Namun, metode iodimetri ini jarang dilakukan mengingat iodium sendiri merupakan oksidator yang lemah. Prinsip penetapannya yaitu apabila zat uji (reduktor) langsung dititrasi dengan larutan iodium. ( I₂ ) sebagai larutan standar.

Reaksinya : Reduktor  → oksidator + e

          I₂ + 2e  → 2I

Misalnya pada titrasi Na₂S₂O₃ oleh I₂.

2Na₂S₂O₃ + I₂ → 2NaI + Na₂S₄O₆

2. Iodometri

Merupakan titrasi tidak langsung dan digunakan untuk menetapkan senyawa-senyawa yang mempunyai oksidasi lebih besar dari sistem iodium-iodida atau senyawa-senyawa yang bersifat oksidator seperti CuSO₄ 5H₂O. Pada Iodometri, sampel yang bersifat oksidator direduksi dengan kalium iodida berlebih dan akan menghasilkan iodium yang selanjutnya dititrasi dengan larutan baku tiosulfat. Banyaknya volume tiosulfat yang digunakan sebagai titran setara dengan iod yang dihasilkan dan setara dengan banyaknya sampel. Prinsip penetapannya yaitu bila zat uji (oksidator) mula-mula direaksikan dengan ion iodida berlebih, kemudian iodium yang terjadi dititrasi dengan larutan tiosulfat.

Reaksinya :     oksidator + KI      → I₂

                I₂ + 2 Na₂S₂O₃   → 2NaI + Na₂S₄O₆

Metode titrasi langsung (iodimetri) mengacu kepada titrasi dengan suatu larutan iod standar. Metode titrasi tak langsung (iodometri) adalah berkenaan dengan titrasi dari iod yang dibebaskan dalam reaksi kimia.

Pada metode iodimetri dan iodometri, larutan harus dijaga supaya pH larutan lebih kecil dari 8 karena dalam larutan alkali iodium bereaksi dengan hidroksida (OH^-) menghasilkan ion hipoiodit yang pada akhirnya menghasilkan ion iodat menurut reaksi :

 I₂ + OH^-               HI + IO^-

 3IO^-                      IO₃^- + 2I^-

Sehingga apabila ini terjadi maka potensial oksidasinya lebih besar daripada iodium akibatnya akan mengoksidasi tiosulfat (S₂O₃^2-) tapi juga menghasilkan sulfat (SO₄^2-)  sehingga menyulitkan perhitungan stoikiometri (reaksi berjalan tidak kuantitatif). Oleh karena itu, pada metode iodometri tidak pernah dilakukan dalam larutan basa kuat.

Perbedaan	Iodimetri	Iodometri
jenis	Langsung	Tidak Langsung
Jumlah	Satu	Dua
Contoh reaksi	I2 + 2Na2S2O4 à 2NaI + Na2S4O6	KIO3 + 5KI + 3H2SO4 à I2- + K2SO4 + 3H2O
Analat	Reduktor lemah	Oksidator
Larutan Baku	Iodium	KIO3 yang direaksikan dengan KI dan menghasilkan iodium

Artikel Boron

BORON

Boron adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang B dan nomor atom 5. Elemen metaloid trivalen, boron banyak terdapat di batu borax. Ada dua alotrop boron; boron amorfus adalah serbuk coklat, tetapi boron metalik berwarna hitam. Bentuk metaliknya keras (9,3 dalam skala Moh) dan konduktor yang buruk dalam suhu ruang. Boron adalah unsur kimia yang banyak ditemukan di kerak bumi. Unsur ini terbentuk pada batubara, lautan, batuan sedimen, dan dalam beberapa jenis tanah.

a.         Sejarah

Boron pertama kali ditemukan pada tahun 1808 oleh LJ Thenard dan Joseph L. Gay-Lussac, dua kimiawan Perancis yang mereaksikan natrium dengan asam borat untuk mengisolasi boron. Unsur ini juga berhasil diisolasi oleh Sir Humphry Davy secara terpisah. Boron dalam bentuk murni diproduksi pada tahun 1909 oleh W. Weintraub, seorang ahli kimia Amerika. Unsur ini terjadi secara alami dalam bentuk bubuk berwarna kecoklatan dan juga dalam bentuk kristal. Boron juga ditemukan di mata air vulkanik dalam bentuk asam borat.

Logam tahan panas bisa dihasilkan dengan memadukan borat, colemanite, kernite, dan ulexite. Karena boron bersifat metalloid (memiliki sifat-sifat logam dan non-logam), penggunaan boron antara lain sebagai penghantar listrik dan juga sebagai semi-konduktor. Boron terutama diproduksi di Turki dan Amerika Serikat karena boron alami sangat sulit ditemukan. Unsur ini diperkenalkan di Eropa pada tahun 1200-an oleh Marco Polo, yang adalah seorang penjelajah.

b.        Ciri-ciri dan sifat

Boron muncul secara alami sebagai campuran isotop 10B sebanyak 19.78% dan isotop 11B 80.22%. Kristal boron murni dapat dipersiapkan dengan cara reduksi fase uap boron triklorida atau tribomida dengan hidrogen pada filamen yang dipanaskan dengan listrik. Boron yang tidak murni (amorphous boron) menyerupai bubuk hitam kecokletan dan dapat dipersiapkan dengna cara memanaskan boron trioksida dengan bubuk magnesium.

c.         Proses pembuatan

Boron (B) tidak terlalu banyak diproduksi dalam laboratorium karena telah dapat diperoleh secara komersial. Secara umum, Boron (B) berasal dari tourmaline, boraks [Na₂B₄O₅(OH)₄.8H₂O], dan kernite [Na₂B₄O₅(OH)₄.2H₂O]. Unsur ini susah diperoleh dalam bentuk murni karena titik lelehnya yang tinggi (2250 ˚C) dan sifat korosif cairannya. Ia dibuat dalam kemurnian 95 – 98% sebagai bubuk amorf dengan reduksi B₂O₃ dengan Mg, diikuti dengan pencucian produknya dengan larutan NaOH, HCl, dan HF.

B₂O₃ + 3Mg → 2B + 3MgO

d.        Kegunaan

Boron adalah metalloid alami yang memiliki banyak aplikasi. Boron juga diproduksi secara komersial. Berikut adalah beberapa kegunaan boron:

1.        Boron digunakan dalam kembang api untuk memberikan warna hijau.

2.        Boron juga digunakan dalam roket sebagai bahan bakar untuk pengapian.

3.        Boron-10 digunakan sebagai perisai perlindungan terhadap radiasi dan dijadikan detektor neutron dalam reaktor nuklir. Ini disebabkan boron-10 dikenal sebagai penyerap neutron yang baik.

4.        Dalam industri semikonduktor, boron digunakan sebagai dopan untuk semikonduktor seperti silikon, silikon karbida, dan germanium.

5.        Boron digunakan dalam pembuatan banyak peralatan olahraga seperti tongkat golf dan alat pancing. Unsur ini juga digunakan dalam industri kedirgantaraan untuk membuat badan pesawat dan bagian lain.

6.        Sodium tetraborate pentahidrat (Na2B4O7) merupakan senyawa boron yang digunakan untuk membuat produk pembersih seperti deterjen dan pemutih.

7.        Rompi antipeluru dan kendaraan lapis baja terbuat dari boron karbida.

8.        Boron digunakan dalam industri keramik dan kaca dalam bentuk kaca borosilikat karena memiliki ketahanan yang sangat baik terhadap perubahan suhu dan memiliki koefisien ekspansi termal rendah.

9.        Boron adalah bahan utama dalam pembuatan pengontrol hama, suplemen tanah, bahan kimia pertanian, dan pupuk.

10.    Sodium perborate, yang merupakan senyawa boron, merupakan sumber oksigen aktif dan digunakan dalam pembuatan produk pembersih, deterjen, dan formula pemutih gigi.

e.         Penanganan

Unsur boron dan borat tidak dianggap berbahaya, dan perlu penanganan spesial. Walau begitu, beberapa senyawa boron hidrogen sangat beracun dan memerlukan penanganan ekstra hati-hati.

DAFTAR PUSTAKA

Anonim. 2014. Boron. (Online). (http://id.wikipedia.org/wiki/Boron/diakses:06/07/2014).

Anonim. 2014. Boron Fakta Karakteristik dan Kegunaan. (Online). (http://www.amazine.co/25961/boron-b-fakta-sifat-kegunaan-efek-kesehatannya/diakses:06/07/2014).

Anonim. 2014. Karakteristik Boron (Online). (http://www.amazine.co/23974/karakteristik-boron-8-fakta-dan-10-kegunaan-boron/diakses:06/07/2014).

Ibnu, Ainul. 2011. Boron. (Online). (http://blogibnuseru.blogspot.com/2011/12/borob-sejarah-ciri-dan-sifat-manfaat.html/diakses:06/07/2014).

PEMBUATAN GARAM KOMPLEKS DAN GARAM RANGKAP

Cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang senyawa koordinasi dinamakan kimia koordinasi. Sifat-sifat senyawa koordinasi dapat diprediksi dari sifat ion pusatnya. Hal yang sangat spesifik dari senyawa kompleks adalah adanya spesies bagian dari senyawa itu yang tidak berubah baik dalam padatan maupun dalam larutan, walaupun sedikit ada disosiasi. Spesies tersebut dapat berupa non ionik, kation, dan anion, bergantung pada muatan penyusunnya. Jika bermuatan maka spesies itu disebut ion kompleks atau lebih sederhana disebut spesies kompleks.

Senyawa kompleks tersusun atas atom pusat (logam transisi) yang dikelilingi oleh sejumlah anion atau molekul netral. Anion atau molekul netral yang mengelilingi atom pusat itu disebut ligan. Bila ditinjau dari sistem asam-basa Lewis, atom pusat dalam senyawa kompleks tersebut bertindak sebagai asam Lewis, sedangkan ligannya bertindak sebagai basa Lewis. Ikatan yang terjadi antara atom pusat dan ligan merupakan ikatan kovalen koordinasi. Jumlah ligan yang mengelilingi atom pusat menyatakan bilangan koordinasinya (Zainal, 2012).

Pembentukan senyawa kompleks koordinasi ialah perpindahan satu atau lebih pasangan elektron dari ligan ke ion logam, maka ligan bertindak sebagai pemberi elektron dan ion logam sebagai penerima elektron. Akibat dari perpindahan kerapatan elektron ini, pasangan elektron jadi milik bersama antara ion logam dan ligan, sehingga terbentuk ikatan pemberi-penerima elektron. Keadaan-keadaan antara mungkin saja terjadi. Namun, jika pasangan elektron itu terikat kuat, maka ikatan kovalen sejati dapat terbentuk. Proses pembentukan ikatan antara pemberi-penerima elektron tersebut dapat dituliskan dengan persamaan :

M + :L ↔ M:L

Dimana M = ion logam, dan L = ligan yang memiliki pasangan elektron (rivai, 1995).

            Senyawa koordinasi dapat dibedakan menjadi dua jenis yaitu kompleks netral dan ion yang dalam hal ini paling sedikit satu dari ion tersebut harus merupakan ion kompleks. Salah satu karakteristik karakteristik senyawa kompleks ialah bahwa ion kompleks atau kompleks netral yang menyusun senyawa tersebut masih seringkali mempertahankan identitasnya dalam larutan. Meskipun dapat terjadi disosiasi parsial. Misalnya senyawa yang semula ditulis 2 KBr.HgBr2 sebetulnya mengandung ion tetrahedral [HgBr4]2- dalam padatan Kristal dan ion ini tetap mempertahankan keutuhannya jika dimasukkan dalam larutan dan harga disosiasi menjadi kecil (Day dan Selbin, 1993).

            Garam kompleks merupakan garam-garam yang memiliki ikatan koordinasi (garam yang dapat membentuk ion-ion dan salah satunya ion kompleks). Contoh dari garam kompleks ialah Cu(SO4)2(NH4)2. Garam rangkap akan terionisasi menjadi ion-ion komponennya ketika dilarutkan. Contoh lain dari garam kompleks yakni [Co(NH3)6]Cl3 atau CoCl3.6NH3 yang berfungsi sebagai ligan ialah NH3 sedangkan Cl ialah diluar daerah koordinasi (sukardjo, 1985).

DAFTAR PUSTAKA

Cotton, F.A dan Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta : UI press.

Day, M.C dan J. Selbin. 1993. Kimia Anorganik Teori. Yogyakarta : UGM Press.

Khopkar, S.M. 2003. Konsep Dasar Kimia Analitik. Jakarta: UI Press.

Rivai, H. 1995. Asas Pemeriksaan Kimia Edisi Pertama. Jakarta: UI.

Sukardjo. 1985. Kimia Koordinasi. Jakarta : Rineka Cipta.

Vogel. 1990. Buku Teks Analisis Anorganik kualitatif makro dan Semi Mikro Jilid 1. Jakarta: PT. Kalman Media Pustaka.

Zainal,M.Karim.2012.Garam Rangkap dan Garam Kompleks. (Online).(http://mrn-archives.blogspot.com/2012/06/garam-rangkap-dan-garam-kompleks.html, diakses: 08/07/2014).

Kromatografi Kolom

Soal

Jika suatu sampel terpisah duluan, bagaimana kepolaran sampel dibandingkan dengan kepolaran eluen? Jelaskan!

(Misal pelarut tersebut bersifat polar, apakah yang tertahan lebih polar atau tidak dibandingkan eluen)

Jawab

Jika pelarut yang digunakan bersifat sangat polar, pelarut akan berinteraksi kuat dengan permukaan pada fasa diam dan hanya menyisakan sedikit tempat bagi analit untuk terikat pada fasa diam. Akibatnya analit akan bergerak  cepat melewati fasa diam  dan keluar dari kolom tanpa pemisahan. Dengan cara yang sama, gugus polar pada pelarut dapat berinteraksi kuat dengan gugus polar dalam analit dan mencegah interaksi analit pada permukaan fasa diam. Pengaruh ini juga menyebabkan analit dengan cepat meninggalkan fasa diam.

Jika suatu sampel terpisah duluan, berarti kepolaran sampel tersebut mendekati kepolaran eluen. Karena sampel yang kepolarannya mendekati kepolaran eluen, maka sampel tersebut akan bergabung dengan eluen sehingga bergerak turun bersama eluen (fasa gerak) menghasilkan eluat.  Dan sampel yang terpisah duluan, sifatnya lebih polar dari fasa diamnya. Tetapi apabila sampel yang digunakan bersifat kurang polar , sampel tidak akan bisa turun karena tertahan oleh fasa diam. Jadi apabila eluen yang digunakan bersifat polar maka sampel yang akan tertinggal adalah yang kurang polar dibanding eluennya.

Daftar Pustaka

http://srimaryanierni.blogspot.com/p/blog-page.html 

Idealitas Larutan

a.         Campuran Ideal

Campuran ideal adalah sebuah campuran yang menaati hukum Raoult. Mari kita lihat karakter sebuah campuran ideal sebelum membahas Hukum Raoult, karena dengan demikian akan lebih mudah bagi kita untuk mengerti topik kali ini. Contohnya:

* hexana dan heptana

* benzena dan metilbenzena

* propan-1-ol dan propan-2-ol

b.        Hukum Raoult

“Tekanan uap parsial dari sebuah komponen di dalam campuran adalah sama dengan tekanan uap komponen tersebut dalam keadaan murni pada suhu tertentu dikalikan dengan fraksi molnya dalam campuran tersebut”.

	PA = XA . PoA PB = XB . PoB

Hukum Raoult hanya dapat diaplikasikan pada campuran ideal. Persamaan untuk campuran dari larutan A dan B, akan menjadi demikian:

	Total Vapour Prssure = PA + PB

Pada persamaan ini PA dan P_B adalah tekanan uap parsial dari komponen A dan B. Dalam suatu campuran gas, tiap gas mempunyai tekanan uapnya sendiri, dan ini disebut tekanan parsial yang independent. Bahkan apabila anda memisahkan semua jenis gas-gas lain yang ada, satu-satunya jenis gas yang tersisa akan masih mempunyai tekanan parsialnya. Tekanan uap total dari sebuah campuran adalah sama dengan jumlah dari tekanan parsial individu tiap gas. 

Po adalah tekanan uap dari A dan B apabila keduanya berada dalam keadaan terpisah (dalam larutan murni). X_A dan X_B adalah fraksi mol A dan B. Keduanya adalah fraksi (bagian/proporsi) dari jumlah total mol (A maupun B) yang ada. Anda dapat menghitung fraksi mol dengan rumus ini:

c.         Penyimpangan Hukum Raoult

Tidak semua campuran bersifat ideal. Campuran–campuran nonideal ini mengalami penyimpangan/deviasi dari hukum Raoult. Terdapat dua macam penyimpangan hukum Raoult, yaitu:

a.         Penyimpangan positif

Penyimpangan positif hukum Raoult terjadi apabila interaksi dalam masing–masing zat lebih kuat daripada interaksi dalam campuran zat ( A – A, B – B > A – B). Penyimpangan ini menghasilkan entalpi campuran (ΔHmix) positif (endotermik) dan mengakibatkan terjadinya penambahan volume campuran (ΔVmix > 0). Contoh penyimpangan positif terjadi pada campuran etanol dan n–hekasana.

b.        Penyimpangan negatif

Penyimpangan negatif hukum Raoult terjadi apabila interaksi dalam campuran zat lebih kuat daripada interaksi dalam masing–masing zat ( A – B > A – A, B – B). Penyimpangan ini menghasilkan entalpi campuran (ΔHmix) negatif (eksotermik) dan mengakibatkan terjadinya pengurangan volume campuran (ΔVmix < 0). Contoh penyimpangan negatif terjadi pada campuran aseton dan air.

Gas Ideal

Hukum Gas Ideal

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 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) (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 

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, 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 molar gas adalah M (g mol-1), akan diperoleh persamaan (6.6) karena n = w/M.

PV = wRT/M (6.6)

maka

M = wRT/PV (6.7)

Latihan 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)

Dengan kata lain, tekanan parsial setiap komponen gas adalah hasil kali fraksi mol, xA, 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 6.3 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.

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/gas1/hukum-gas-ideal/