Penjelasan Tentang Sistem Periodik (Kimia Dasar)

System periodic disusun dengan rapi sehingga dapat diprediksi sifat unsur yang belum diketahui. Pengetahuan tentang unsur sudah dimulai sejak dulu namun memilki konsep yang masih kurang tepat.

Pada awalnya hanya sedikit unsur yang dimasukkan ke dalam tabel dan tidak selengkap sekarang. Namun dengan seiring waktu ditemukan beberapa unsur baru. Namun muncul pertanyaan: apakah jumlah unsur  tidak terbatas atau mempunyai jumlah tertentu? Dan apakah sifat unsur diharapkan akan mempunyai keteraturan tertentu?

Teori triade Dobereiner: terdapat sedikitnya 3 unsur yang memiliki sifat yang mirip.

Lithium (Li)	Kalsium (Ca)	Klorin (Cl)	Sulfur (S)	Mangan (Mn)
Natrium (Na)	Stronsium (Sr)	Bromium (Br)	Selenium (Se)	Chromium (Cr)
Kalium (K)	Barium (Ba)	Iodine (I)	Telurium (Te)	Besi (Fe)

Beberapa ilmuwan telah berusaha untuk menyusun unsur-unsur yang ada ke dalam sebuah table namun belum memuaskan. Namun apa yang diusulkan oleh ilmuwan Rusia Dmitrij Ivanovich Mendeleev dan ilmuwan jerman Julius Lothar Meyer diterima oleh banyak ilmuwan.

BACA JUGA : Penjelasan Tentang Struktur Atom (Kimia Dasar)

Pandangan Mendeleev dan meyer:

1. Daftar unsur yang ada waktu itu mungkin belum lengkap.
2. Diharapkan sifat unsur bervariasi secara sistematik. Jadi sifat unsur yang belum diketahui dapat diprediksi.

Tabel periodic awal yang dikeluarkan oleh Mendeleev pada tahun 1869.

Ada 3 unsur utama yang terdapat di alam atau table periodik: gas mulia, unsur transisi dan unsur tanah jarang.

Untuk gas mulia dengan mudah ditempatkan diantara unsur positif yang sangat reaktif (logam alkali (golongan 1) dan unsur negatif yang sangat reaktif, halogen (golongan 7).

Unsur logam transisi diakomodasi dalam tabel periodik dengan menyisipkan periode panjang.

Sementara itu unsur-unsur Lantamida dan aktinida ditempatkan pada table di luar table ‘utama’ sebagai unsur ekstra.

mengapa unsur ekstra ini ada tidak jelas, bahkan lebih menjadi teka-teki adalah pertanyaan: apakah ada batas jumlah unsur dalam tabel periodik? Karena ada unsur-unsur yang sangat mirip, sangat sukar untuk

memutuskan berapa banyak unsur yang terdapat ada di alam.  

Teori Bohr dan percobaan Moseley menghasilkan penyelesaian teoritik masalah-masalah ini. Penjelasan tabel periodik dari periode pertama sampai periode ketiga dapat dijelaskan dengan teori konfigurasi elektron yang dipaparkan pada materi sebelumnya.Periode pertama (1H dan 2He) berkaitan dengan proses memasuki orbital 1s. Demikian juga periode kedua (dari 3Li sampai 10Ne) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s dan 2p, dan periode ke-3 (dari 11Na sampai 18Ar) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s, 2p, 3s dan 3p.

Periode panjang dimulai periode ke-4. Penjelasan atas hal ini adalah karena bentuk orbital d yang berbeda drastis dari lingkaran, dan jadi energi elektron 3d bahkan lebih tinggi dari 4s. Akibatnya, dalam periode ke-4, elektron akan mengisi orbital 4s (19K dan 20Ca) segera setelah pengisian orbital 3s dan 3p, melompati orbital 3d. Kemudian elektron mulai menempati orbital 3d. Proses ini berkaitan dengan sepuluh unsur dari 21Sc sampai 30Zn. Proses pengisian orbital 4p selanjutnya berkaitan dengan enam unsur dari 31Ga sampai 36Kr. Inilah alasan mengapa periode ke-4 mengandung 18 unsur bukan 8. Energi elektron orbital 4f jauh lebih tinggi dari orbital 4d dan dengan demikian elektron 4f tidak memainkan peran pada unsur periode ke-4.

Periode ke-5 mirip dengan periode ke-4. Elektron akan mengisi orbital 5s, 4d dan 5p dalam urutan  ini. Akibatnya periode ke-5 akan memiliki 18 unsur. Orbital 4f belum terlibat dan inilah yang merupakan alasan mengapa jumlah unsur di periode 5 adalah 18.

Jumlah unsur yang dimasukkan dalam periode ke-6 berjumlah 32 sebab terlibat 7×2 = 14 unsur  yang berkaitan dengan pengisian orbital 4f. Awalnya elektron mengisi orbital 6s (55Cs dan 56Ba). Walaupun ada bebrapa kekecualian, unsur dari 57La sampai 80Hg berkaitan dengan pengisian orbital 4f dan kemudian 5d. Deret lantanoid (sampai 71Lu) unsur tanah jarang berkaitan dengan pengisian orbital 4f. Setelah proses ini, enam unsur golongan utama (81Tl sampai 86Rn) mengikuti, hal ini berkaitan dengan pengisian orbital 6p.

Periode ke-7 mulai dengan pengisian orbital 7s (87Fr dan 88Ra) diikuti dengan pengisian orbital 5f menghasilkan deret aktinoid unsur tanah jarang (dari 89Ac sampai unsur no 103).

Dunia unsur akan meluas lebih lanjut, tetapi di antara unsur-unsur yang ada alami, unsur dengan nomor atom terbesar adalah 92U. Unsur setelah 92U adalah unsur-unsur buatan dengan waktu paruh yang sangat pendek. Sukar untuk meramalkan perpanjangan daftar unsur semacam ini, tetapi sangat mungkin

unsur baru akan sangat pendek waktu paruhnya.

Tabel. Konfigurasi elektron tiap periode

Periode	Orbital yang diisi	Jumlah unsur
1 (pendek)	1s	2
2(pendek)	2s, 2p	2 + 6 = 8
3 (pendek)	3s, 3p	2 + 6 = 8
4 (panjang)	3d, 4s, 4p	2 + 6 + 10 = 18
5 (panjang)	4d, 5s, 5p	2 + 6 + 10 = 18
6 (panjang)	4f, 5d, 6s, 6p	2 + 6 + 10 + 14 = 32

Sifat periodik unsur

Konfigurasi elektron unsur menentukan tidak hanya sifat kimia unsur tetapi juga sifat fisiknya.

Keperiodikan ditunjukkan sebab energi ionisasi atom secara langsung ditentukan oleh konfigurasi elektron. Energi ionisasi didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron dari atom netral, misalnya, untuk natrium:

Na(g) →Na + (g) + e-

Energi ionisasi pertama, energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron pertama.

Untuk periode manapun, energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya nomor atom dan mencapai maksium pada gas mulia. Dalam golongan yang sama energi ionisasi menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan seperti ini dapat dijelaskan dengan jumlah elektron valensi, muatan inti, dan

jumlah elektron dalam.

Energi ionisasi kedua dan ketiga didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron kedua dan ketiga.

Afinitas elektron dan keelektronegatifan

didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral

gas, yakni dalam reaksi.

F(g) + e¯ →F¯(g)

Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan satu atom netral dalam wujud gas pada waktu menerima satu elektron sehingga terbentuk ion negatif. Energi ionisasi selalu ditekankan pada pembentukan ion positif. Afinitas elektron ditekankan pada ion negatif dan keduanya banyak dipakai untuk unsur-unsur pada golongan 6 dan 7 pada table periodik.

Berbeda dengan energi ionisasi, afinitas elektron dapat berharga positif dan negatif. Jika satu elektron ditambahkan kepada atom yang stabil dan sejumlah energi diserap maka afinitas elektronnya berharga positif. Jika melepaskan energi, afinitas elektronnya berharga negatif. 

Nilai negatif mengindikasikan reaksi eksoterm, positif menunjukkan reaksi endoterm. Karena

tidak terlalu banyak atom yang dapat ditambahi elektron pada fasa gas, data yang ada terbatas

jumlahnya dibandingkan jumlah data untuk energi ionisasi. Afinitas elektron lebih besar untuk non logam daripada untuk logam.

Contoh reaksi eksotermis	Contoh reaksi endothermic
Making ice cubes	Melting ice cubes
Formation of snow in clouds	Conversion of frost to water vapor
Condensation of rain from water vapor	Evaporation of water
A candle flame	Forming a cation from an atom in the gas phase
Mixing sodium sulfite and bleach	Baking bread
Rusting iron	Cooking an egg
Burning sugar	Producing sugar by photosynthesis
Forming ion pairs	Separating ion pairs
Combining atoms to make a molecule in the gas phase	Splitting a gas molecule apart
Mixing water with an anhydrous salt	Mixing water and ammonium nitrate
Crystallizing liquid salts (as in sodium acetate in chemical handwarmers)	Making an anhydrous salt from a hydrate
Nuclear fission	Melting solid salts
Mixing water with calcium chloride	Reaction of barium hydroxide octahyrate crystals with dry ammonium chloride
	Reaction of thionyl chloride (SOCl2) with cobalt (II) sulfate heptahydrate

Besarnya kenegativan(elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegatifan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.

Pauling mendefinisikan perbedaan keelektronegativan antara dua atom A dan B sebagai perbedaan energi ikatan molekul diatomik AB, AA dan BB. Anggap D(A-B), D(A-A) dan D(B-B) adalah energi ikatan masing-masing untuk AB, AA dan BB. D(A-B) lebih besar daripada rata-rata geometri D(A-A) dan D(B-B). Hal ini karena molekul hetero-diatomik lebih stabil daripada molekul homo-diatomik karena kontribusi struktur ionik.

BACA JUGA : Penjelasan Tentang Teori Atom (Kimia Dasar)

Ukuran atom dan ion

Keperiodikan umum yang terlihat di gambar yang menunjukkan kecenderungan jari-jari atom dan ion. Misalnya, jari-jari kation unsur seperiode akan menurun dengan meningkatnya nomor atom. Hal ini logis karena muatan inti yang semakin besar akan menarik elektron lebih kuat. Untuk jari-jari ionik, semakin besar periodenya, semakin besar jari-jari ionnya.

Kepriodikan sifat oksida

Oksigen dapat membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas mulia. Sebagian besar kalor pembentukan oksida, yakni kalor reaksi saat unsur bereaksi dengan oksigen, besar dan negatif. Hanya terdapat beberapa oksida yang memiliki nilai kalor pembentukan positif, yakni oksida halogen atau gas mulia. Untuk semua periode, nilai absolut kalor pembentukan cenderung menurun ketika nomor atom meningkat. Akan lebih mudah mengklasifikasikan oksida berdasarkan keasaman dan kebasaannya karena hampir semua oksida bersifat asam atau basa.

• Basic oxide = oksida basa
• Acidic oxide = oksida asam

Kepriodikan sifat hidrida

Sebagian besar unsur golongan utama menghasilkan hidrida ketika bereaksi dengan hidrogen, tetapi kestabilan hidridanya bergantung pada letak unsur dalam tabel periodik. Hidrida unsur golongan 1 dan 2 yang elektropositif dan unsur golongan 6 dan 7 yang elektronegatif bersifat stabil, sementara hidrida golongan 3, 4, dan 5 unsur logam berat kadang sukar disintesis. Umumnya hidrida unsur golongan utama adalah molekul, hidrida jenis ini memiliki titik didih dan titik leleh yang khas, dan menunjukkan keperiodikan. Namun, hidrida unsur periode 2 tidak terlalu berperilaku seperti itu. Misalnya, titik didihnya jauh lebih besar daripada hidrida unsur periode ke-3.

GAS

Sifat-sifat gas dapat dirangkumkan sebagai berikut.

SIFAT GAS

• (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. Alat yang digunakan untuk mengukur tekanan gas adalah manometer.

• Tekanan didefinisikan gaya per satuan luas, jadi tekanan = gaya/luas (P =F/A)
• 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.

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).

Setelah ia melakukan banyak percobaan, Boyle mengusulkan sebuah persamaan untuk menggambarkan hubungan antara volume V dan tekanan P gas. Hubungan ini disebut dengan hukum Boyle.

PV = k (suatu tetapan)

Volume dan temperatur

Pada tekanan tetap, volume gas akan meningkat bila temperaturnya dinaikkan.

Hukum ini menjadi dasar bagi stoikiometri reaksi – reaksi gas. Yaitu yang berbunyi Volume gas – gas yang bereaksi dan volume gas hasil reaksi , jika diukur dalam tekanan dan suhu yang sama maka akan berbanding lurus sebagai bilangan – bilangan bulat sederhana.

Perbandingan volume gas sesuai dengan perbandingan koefisien reaksinya.

Maka akan didapatkan rumus seperti berikut ini.

Volume gas yg dicari   = (koefisien yang dicari)/(koefisien yang diketahui) X volume yang diketahui

Untuk lebih jelasnya perhatikan contoh soal dibawah ini.

Contoh 1 :

Sebanyak 8 L C₃H₈ dibakar habis dengan oksigen sesuai dengan persamaan reaksi

C₃H₈ + 5O₂ ———- >  3CO₂ + 4 H₂O pada suhu dan tekanan yang sama volume gas CO₂ yang dihasilkan adalah ?

Solusi :

Volume CO₂  =  (koefisien CO2)/(koefisien C3H8) X volume C₃H₈

                        =  3/1 X 8 L

                        =   24 L

Contoh 2 :

Jika 50 mL gas C_xH_y dibakar dengan 250 mL oksigen, dihasilkan 150 mL karbon dioksida dan sejumlah uap air. Semua gas diukur pada suhu dan tekanan yang sama. Tentukan rumus C_xH_y.

Solusi :

Perbandingan volume gas sesuai dengan perbandingan koefisiennya.Perbandingan volume yang ada disederhanakan, kemudian dijadikan sebagai koefisien. Perhatikan reaksi berikut ini.

C_xH_y    +   O₂     ———– >   CO₂   + H₂O

50 mL      250 mL               150 mL

1                            2                                       3

Karena koefisien H₂O belum diketahui , dimisalkan koefisien H₂O adalah z maka didapatkan persamaan reaksi

C_xH_y  +   5 O₂     ———- >  3 CO₂   +  z H₂O

∑  atom ruas kiri         =          ∑ atom ruas kanan

Berdasarakan jumlah atom O, 10 = 6 + z

                                                      z     = 10 – 6 = 4

Sehingga persamaan reaksinya menjadi :

C_xH_y   +   5 O₂     ———- >  3 CO₂   +  4 H₂O

Untuk menentukan x dan y dilakukan penyetaraan jumlah atom C dan H

∑  atom ruas kiri         =          ∑ atom ruas kanan

Jumlah atom C = x =3

Jumlah atom H = y = 8

Jadi didapati rumus C_xH_y adalah C₃H₈

Hukum Avogadro

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). Hal ini sama dengan menyatakan bahwa volume real gas apapun sangat kecil dibandingkan dengan volume yang ditempatinya. Dengan demikian, volume gas sebanding dengan jumlah molekul gas dalam ruang tersebut. Jadi, massa relatif, yakni massa molekul atau massa atom gas, dengan mudah didapat.

Volume yang dicari   =   (koefisien yang dicari) / (koefisien yang diketahui)  X  volume yang diketahui

Jumlah molekul yg dicari =  (koefisien yang dicari) / (koefisien yang diketahui)  X  Jumlah molekul yang diketahui

Agar lebih jelas perhatikan contoh soal berikut ini :

Contoh soal 1 :

Sebanyak 35 L gas karbon dioksida mengandung 4,5 x 10²³ molekul pada suhu dan tekanan yang sama, tentukan :

1. Jumlah molekul 7 L gas hidrogen
2. Volume gas amoniak yang mengandung 9 x 10²³ molekul

Solusi :

1. Jumlah molekul H₂ = (volume H2) / (Volume CO2)  X  jumlah molekul CO2

=  (7 L) / (35 L) X  4,5 x 10²³ molekul

= 0,9 x 10²³ molekul

= 9 x 10²² molekul

Jadi 7 L hidrogen mengandung 9 x 10²² molekul

2. Volume NH₃            =    (jumlah molekul NH3)/(jumlah molekul CO2)   X volume CO₂

                                      =     9 x 10²³ molekul /  4,5 x 10²³ molekul        X             35 L

                                      = 70 L

Jadi 9 x 10 ²³ molekul gas amoniak memiliki vlume sebesar 70 L

Persamaan gas ideal

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

Persamaan di atas disebut dengan 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.

Contoh soal

Sampel metana bermassa 0,6 g memiliki volume 950 cm³ pada temperatur 25°C. Tentukan tekanan gas dalam Pa atau atm.

Jawab.

Massa molar molekul CH₄ = 16 g/mol. Sehingga jumlah zat, n = 0,6 g/16 g.mol^-1 = 0,0375 mol.

Sehingga:

PV = nRT

P = nRT/V à = 0,0375 x 8,314 J mol^-1 k^-1 x 298 K / 950 x 10^-6

     = 9,75 x 10⁴ N m^-2 

   = 9,75 x 10⁴  Pa

   = 0,962 atm

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_Amol) dan B (n_B mol) memiliki volume V pada temperatur T.

P_A= n_ART/V 

P_B= n_BRT/V

P_Adan P_B disebut dengan tekanan parsial gas A dan gas B.

Dalton menyatakan 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

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 (fraksi mol).

P_A= [n_A/(n_A+ n_B)]P

Tekanan uap jenuh (atau dengan singkat disebut tekanan jenuh) air didefinisikan 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.

Contoh soal

Sebuah wadah bervolume 3,0 dm³ mengandung karbon dioksida CO₂ pada tekanan 200 kPa,  dan satu 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.

Gas Ideal dan Gas Nyata

Gas yang mengikuti hukum Boyle dan hukum Charles, yakni hukum gas ideal disebut gas ideal. Namun, didapatkan, bahwa gas yang kita jumpai, yakni gas nyata, tidak secara  ketat mengikuti hukum gas ideal. Semakin rendah tekanan gas pada temperatur tetap, semakin kecil deviasinya dari perilaku ideal. Semakin tinggi tekanan gas, atau dengan dengan kata lain, semakin kecil jarak intermolekulnya, semakin besar deviasinya.

Fisikawan Belanda Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) mengusulkan persamaan keadaan

gas nyata, yang dinyatakan sebagai persamaan Van der Waals. Ia memodifikasi persamaan gas ideal (PV = nRT)  dengan cara sebagai berikut: dengan menambahkan koreksi pada P untuk mengkompensasi interaksi antarmolekul; mengurangi dari suku V yang menjelaskan volume real molekul gas. Sehingga didapat:

                                                                                  (1)

a dan b adalah nilai yang ditentukan secara eksperimen untuk setiap gas dan disebut dengan tetapan van der Waals.

Semakin kecil nilai a dan b menunjukkan bahwa perilaku gas semakin mendekati perilaku gas ideal. Besarnya nilai tetapan ini juga berhubungan dengan kemudahan gas tersebut dicairkan.

Contoh soal:

Suatu sampel 10,0 mol karbon dioksida dimasukkan dalam wadah 2 dm³ dan diuapkan pada temperatur 47 °C. Nilai hasil percobaan adalah 82 atm. Hitung tekanan karbon dioksida sebagai gas ideal.

Jawab:

Tekanan menurut anggapan gas ideal dan gas nyata adalah sbb:

P = nRT/V = [10,0 (mol) 0,082(dm³ atm mol^–1 K^–1) 320(K)]/(2,0 dm³) = 131 atm

Hasil ini nampaknya menunjukkan bahwa gas polar semacam karbon dioksida tidak akan berperilaku ideal pada tekanan tinggi.

Temperatur dan tekanan kritis

Karena uap air mudah mengembun menjadi air, telah lama diharapkan bahwa semua gas dapat dicairkan bila didinginkan dan tekanan diberikan. Namun, ternyata bahwa ada gas yang tidak dapat dicairkan berapa pun besar tekanan yang diberikan bila gas berada di atas temperatur tertentu yang disebut temperatur kritis. Tekanan yang diperlukan untuk mencairkan gas pada temperatur kritis disebut dengan tekanan kritis, dan wujud materi pada temperatur dan tekanan kritis disebut dengan keadaan kritis.

Temperatur kritis ditentukan oleh atraksi intermolekul antar molekul-molekul gas. Akibatnya temperatur kritis gas nonpolar biasanya rendah. Diatas nilai temperatur kritis, energi kinetik molekul gas jauh lebih besar dari atraksi intermolekular dan dengan demikian pencairan dapat terjadi.

Pencairan gas

Awalnya pencairan oksigen atau nitrogen dengan pendinginan pada tekanan tidak berhasil dilakukan. Gas semacam ini dianggap sebagai “gas  permanen” yang tidak pernah dapat dicairkan.

Baru kemudian ditemukan adanya tekanan dan temperatur kritis. Hal ini berarti bahwa seharusnya tidak ada gas permanen. Namun demikian, beberapa gas mudah dicairkan sementara yang lain tidak. Dalam proses pencairan gas dalam skala industri, digunakan efek Joule-Thomson.

Bila suatu gas dimasukkan dalam wadah yang terisolasi kemudian dengan cepat diberi tekanan dengan menekan piston, maka energi kinetic piston yang bergerak akan meningkatkan energi kinetik molekul gas, dan menaikkan temperaturnya (karena prosesnya adiabatik, tidak ada energi kinetik yang dipindahkan ke dinding, dsb). Proses ini disebut dengan kompresi adiabatik.

Bila gas kemudian dikembangkan dengan cepat melalui lubang kecil, temperatur gas akan menurun. Proses ini adalah pengembangan adiabatik. Proses kompresi adiabatic dang pengembangan adiabatic ini dilakukan secara cepat sampai tahap pencairan terjadi.

Dalam laboratorium, es, atau campuran es dan garam, campuran es kering (padatan CO₂) dan aseton biasa digunakan sebagai pendingin. Bila temperatur yang lebih rendah diinginkan, nitrogen cair lebih cocok karena lebih stabil dan relatif murah.

Teori kinetic molecular gas

Menurut teori ini, gas memberi tekanan saat molekul-molekulnya menumbuk dinding wadah. Semakin besar jumlah molekul gas per satuan volume, semakin besar molekul yang menumbuk dinding wadah, dan akibatnya semakin tinggi tekanan gas.

Asumsi teori ini adalah sebagai berikut.

Asumsi teori kinetik molekular

• (1) Gas terdiri atas molekul-molekul yang bergerak random.
• (2) Tidak terdapat tarikan maupun tolakan antar molekul gas.
• (3) Tumbukan antar molekul adalah tumbukan elastik sempurna, yakni tidak ada energi kinetik
• yang hilang.
• (4) Bila dibandingkan dengan volume yang ditempati gas, volume real molekul gas dapat
• diabaikan.

Berdasatkan asumsi-asumsi ini diturunkan persamaan berikut untuk sistem yang terdiri atas n

molekul dengan massa m. u² adalah kecepatan kuadrat rata-rata.

PV = nmu²/3                                                                                                                                              (2)

Persamaan di atas mengindikasikan kecepatan molekul gas merupakan fungsi dari PV. Karena nilai PV untuk sejumlah tertentu gas tetap, maka kecepatan molekul gas dapat berhubungan dengan massa gas, yakni massa molekulnya. Untuk 1 mol gas, persamaan berikut dapat diturunkan. V_m adalah volume molar dan N_A adalah tetapan Avogadro.

PV_m= N_Amu²/3                                                                                                                                          (3)

Dengan memasukkan PV_m= RT di persamaan di atas, persamaan berikut didapatkan.

N_Amu²= (3/2)RT                                                                                                                                        (4)

Suku kiri persamaan berhubungan dengan energi kinetik molekul gas. Dari persamaan ini, akar

kuadrat rata-rata gas √u² dapat diperoleh.

√u²= √(3RT/N_Am) = √(3RT/M)                                                                                                               (5)

Contoh soal

Tentukan kecepatan kuadrat rata-rata molekul gas hydrogen, H₂, pada S.T.P. ( = tekanan dan temperatur standar; 25°C, 1 atm).

Jawab:

massa molar hidrogen adalah 2,02 g mol^–1.

Maka √u²= √(3RT/M) =  √(3 x 8,31 x 298/2,02 x 10^–3) = 1,92 x 10³ m s^–1

dimungkinkan menentukan massa molekular gas A yang massa molekularnya belum diketahui dengan membandingkan kecepatan difusi gas A dengan kecepatan difusi gas B yang massa molekularnya telah diketahui.

Contoh soal

1. Sampel gas metana CH₄ memiliki volume 7,0 dm³ pada temperatur 4°C dan tekanan 0,848 atm.

Hitung volume metana pada temperatur 11°C dan tekanan 1,52 atm .

Jawab:

        PV = nRT = K

        PV/T = nR

        V₂ = [0,848 (atm) x 7,0 (dm³) x 284(K)]/[1,52 (atm) x 277(K)] = 4,0 dm³

• Rumus molekular gas hidrokarbon adalah C₃H_x. Bila 10 cm³ gas ini direaksikan dengan oksigen

berlebih pada temperatur 110°C dan tekanan 1 atm, volumenya meningkat menjadi 15 cm³.

Perkirakan nilai x.         

Jawab

Persamaan pembakaran sempurna hidrokarbon adalah:

C₃H_x(g) + (3+(x/4)) O₂ (g)→3CO₂ (g) +x/2H₂O(g)

Volume oksigen yang diperlukan untuk pembakaran sempurna 10 cm³ hidrokarbon (30

+(5x/2))cm³ dan volume CO₂ dan uap yang dihasilkan adalah 30 cm³ dan 5x cm³.

Maka neraca total gas diberikan di bawah ini dengan a adalah volume gas oksigen berlebih.

30 + 5x + a = 5 + 10 + (5x/2) + a

maka x = 6 ;  jadi hidrokarbon tersebut adalah propena C₃H₆.

• 1 mol gas ideal menempati 22,414 dm³ pada temperatur 0°C dan tekanan 1 atm. Dengan

menggunakan data ini, hitung tetapan gas dalam dm³ atm mol^–1 K^–1 dan dalam J mol^–1 K^–1.

Jawab:

0,0821 dm³ atm mol–1 K–1 ; 8,314 J mol-1 K-1．

• Dapat diasumsikan bahwa kecepatan difusi gas ditentukan oleh kecepatan kuadrat rata-rata.

Berapa cepat difusi He dibandingkan kecepatan difusi NO₂?

Jawab:

Dengan menggunakan persamaan 5, kita dapat menghasilkan persamaan berikut

√(M_He/M_NO2) = (kecepatan NO₂/kecepatan He)²

        Rasionya adalah 0,295, yang berarti He dapat berdifusi 3,4 kali lebih cepat dari NO₂