Hukum-hukum gas

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Loncat ke navigasi Loncat ke pencarian

Hukum-hukum gas dikembangkan pada akhir abad ke-18, ketika para ilmuwan mulai menyadari bahwa hubungan antara tekanan, volume dan suhu dari sampel gas dapat diperoleh, yang menjadi dasar bagi pendekatan untuk semua gas. Gas berperilaku dengan cara yang sama dalam berbagai kondisi karena semuanya memiliki molekul yang sangat luas, dan persamaan keadaan untuk gas ideal berasal dari teori kinetik. Hukum gas sebelumnya saat ini dianggap sebagai kasus khusus persamaan gas ideal, dengan satu atau lebih variabel tetap dijaga konstan.

Hukum Boyle[sunting | sunting sumber]

Pada tahun 1662, Robert Boyle mempelajari hubungan antara volume dan tekanan gas pada suhu konstan. Dia mengamati bahwa volume massa gas yang diberikan berbanding terbalik dengan tekanannya asalkan suhu tetap konstan.[1]

Hukum Boyle, dipublikasikan pada tahun 1662, menyatakan bahwa, pada suhu konstan, produk dari tekanan dan volume massa tertentu dari gas ideal dalam sistem tertutup selalu konstan. Hukum ini dapat diverifikasi secara eksperimental menggunakan pengukur tekanan dan wadah volume variabel. Persamaan ini juga dapat berasal dari teori kinetik gas: jika wadah, dengan jumlah molekul tetap di dalam, berkurang volumenya, lebih banyak molekul akan menyerang area tertentu dari sisi wadah per satuan waktu, menyebabkan tekanan yang lebih besar.[2]

Pernyataan hukum Boyle adalah sebagai berikut:

Volume massa gas yang diberikan berbanding terbalik dengan tekanan ketika suhu konstan.

Konsepnya dapat diwakili dengan rumus:

, berarti "Volume berbanding lurus dengan 1 per Tekanan", atau
, berarti "Tekanan berbanding lurus dengan 1 per Volume", atau
, atau
di mana P adalah tekanan, V adalah volume gas, dan k1 adalah konstanta dalam persamaan ini (tidak sama dengan konstanta kesebandingan dalam persamaan lain di bawah).

Hukum Charles[sunting | sunting sumber]

Hukum Charles, atau hukum volume, ditemukan tahun 1787 oleh Jacques Charles. Hukum ini menyatakan bahwa, untuk massa tertentu dari gas ideal pada tekanan konstan, volume berbanding lurus dengan suhu absolut, dengan asumsi dalam sistem tertutup.[3]

Pernyataan hukum Charles adalah sebagai berikut:[4] volume (V) dari massa gas yang diberikan, pada tekanan konstan (Pa), berbanding lurus dengan suhu (K). Sebagai persamaan matematis, hukum Charles ditulis sebagai:

, atau
, atau
,

di mana V adalah volume gas, T adalah suhu absolut dan k2 adalah konstanta kesebandingan (yang tidak sama dengan konstanta kesebandingan pada persamaan lain di artikel ini).

Hukum Gay-Lussac[sunting | sunting sumber]

Hukum Gay-Lussac, hukum Amontons atau hukum tekanan ditemukan oleh Joseph Louis Gay-Lussac pada tahun 1809.[5] Persamaan ini menyatakan bahwa, untuk massa tertentu dan volume konstan gas ideal, tekanan yang diberikan pada sisi wadahnya berbanding lurus dengan suhu absolut.[6][7][7][8]

Sebagai persamaan matematis, hukum Gay-Lussac dinyatakan baik dengan:[6][7][8][9]

, atau
, or

K=P dibagi dengan T

,
di mana P adalah tekanan, T adalah suhu absolut, dan k adalah konstanta kesebandingan.

Hukum Avogadro[sunting | sunting sumber]

Hukum Avogadro diitemukan oleh Amedeo Avogadro pada tahun 1811.[10][11] Hukum Avogadro menyatakan bahwa volume yang ditempati oleh gas ideal berbanding lurus dengan jumlah molekul gas yang ada dalam wadah.[12] Hal ini menghasilkan volume molar gas, yang pada STP (273.15 K, 1 atm) adalah sekitar 22.4 L. Hubungan ini dinyatakan oleh

di mana n sama dengan jumlah mol gas (atau banyaknya mol gas).

Hukum gas ideal dan gabungan[sunting | sunting sumber]

Hukum gas gabungan atau Persamaan Gas Umum didapat dengan menggabungkan Hukum Boyle, Hukum Charles, dan Hukum Gay-Lussac.[13][14] Persamaan ini menunjukkan hubungan antara tekanan, volume, dan suhu bagi gas dengan massa (kuantitas) tetap:

Persamaan ini dapat pula ditulis sebagai:

Dengan penambahan hukum Avogadro, hukum gas gabungan dikembangkan menjadi hukum gas ideal:[15]

di mana
p adalah tekanan
V adalah volume
n adalah jumlah mol
R adalah konstanta gas universal
T adalah suhu (K)

di mana konstanta kesebandingannya, dinamai sebagai R, merupakan konstanta gas universal dengan nilai 8.3144598 (kPa∙L)/(mol∙K). Rumusan yang sebanding dituliskan sebagai:[16][17]

di mana
P adalah tekanan
V adalah volume
N adalah jumlah molekul gas
k adalah konstanta Boltzmann (1.381×10−23 J·K−1 dalam satuan SI)
T adalah suhu (K)

Persamaan ini tepat hanya untuk gas ideal, yang mengabaikan berbagai efek antarmolekul (lihat gas nyata).[18] Namun, hukum gas yang ideal adalah pendekatan yang baik untuk sebagian besar gas di bawah tekanan dan suhu sedang.

Hukum ini memiliki konsekuensi penting berikut:[19]

  1. Jika suhu dan tekanan dijaga konstan, maka volume gas berbanding lurus dengan jumlah molekul gas.
  2. Jika suhu dan volume tetap konstan, maka tekanan perubahan gas berbanding lurus dengan jumlah molekul gas yang ada.
  3. Jika jumlah molekul gas dan suhu tetap konstan, maka tekanan berbanding terbalik dengan volume.
  4. Jika suhu berubah dan jumlah molekul gas dijaga tetap konstan, maka tekanan atau volume (atau keduanya) akan berubah dalam proporsi langsung terhadap suhu.

Hukum gas lain[sunting | sunting sumber]

Sebuah ilustrasi hukum Dalton menggunakan gas-gas udara di permukaan laut.
  • Hukum Graham menyatakan bahwa laju ketika molekul gas berdifusi berbanding terbalik dengan akar kuadrat densitasnya pada suhu konstan.[20] Dikombinasikan dengan hukum Avogadro (yaitu karena volume yang sama memiliki jumlah molekul yang sama) hal ini sama dengan berbanding terbalik terhadap akar berat molekul.[21]
  • Hukum Dalton mengenai tekanan parsial menyatakan bahwa tekanan campuran gas secara sederhana merupakan jumlah tekanan parsial dari komponen individualnya.[22] Hukum Dalton dituliskan sebagai:[23]
,

atau

di mana PTotal adalah tekanan atmosfer,
PGas adalah tekanan campuran gas di atmosfer,
dan PH2O adalah tekanan air pada suhu tersebut.
  • Hukum Amagat mengenai volume parsial menyatakan bahwa volume campuran gas (atau volume wadah) secara sederhana merupakan jumlah volume parsial dari komponen individualnya. Hukum Amagat dituliskan sebagai:[24]
,
di mana VTotal adalah volume total campuran gas, atau volume wadah,
Vi adalah volume parsial gas dalam campuran gas pada suhu dan tekanan tersebut.
Pada suhu konstan, jumlah gas yang terlarut dalam jenis dan volume cairan yang diberikan sebanding dengan tekanan parsial gas tersebut dalam kesetimbangan dengan cairan tersebut.

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Draper, John William (1861). A Textbook on chemistry. hlm. 46. 
  2. ^ Levine 1978, hlm. 12.
  3. ^ Gay-Lussac, J. L. (1802), "Recherches sur la dilatation des gaz et des vapeurs" [Researches on the expansion of gases and vapors], Annales de chimie, 43: 137–175 . English translation (extract).
    Pada halaman 157, Gay-Lussac menyebutkan temuan Charles yang tidak diterbitkan: "Avant d'aller plus loin, je dois prévenir que quoique j'eusse reconnu un grand nombre de fois que les gaz oxigène, azote, hydrogène et acide carbonique, et l'air atmosphérique se dilatent également depuis 0° jusqu'a 80°, le cit. Charles avait remarqué depuis 15 ans la même propriété dans ces gaz ; mais n'avant jamais publié ses résultats, c'est par le plus grand hasard que je les ai connus." (Sebelum melangkah lebih jauh, saya harus memberi tahu [Anda] bahwa meskipun saya telah mengenali berkali-kali bahwa gas oksigen, nitrogen, hidrogen, dan asam karbonat [yaitu, karbon dioksida], dan udara atmosfer juga mengembang dari 0° hingga 80°, warga [bernama] Charles telah memperhatikan 15 tahun yang lalu sifat yang sama dalam gas-gas ini; namun karena tidak pernah mempublikasikan hasil-hasilnya, hal itu adalah kesempatan kecil yang saya tahu tentang mereka.)
  4. ^ Fullick, P. (1994), Physics, Heinemann, hlm. 141–42, ISBN 0-435-57078-1 
  5. ^ "Joseph Louis Gay-Lussac", Columbia Electronic Encyclopedia (edisi ke-6th Edition, Q2), 2016, ISBN 9780787650155 
  6. ^ a b Palmer, WP (1991), "Philately, Science Teaching and the History of Science" (PDF), Lab Talk, 35 (1): 30–31 
  7. ^ a b c Holbrow, CH; Amato, JC (2011), "What Gay-Lussac didn't tell us", Am. J. Phys., 79, Bibcode:2011AmJPh..79...17H, doi:10.1119/1.3485034 
  8. ^ a b Spurgin, CB (1987), "Gay-Lussac's gas-expansivity experiments and the traditional mis-teaching of 'Charles's Law'", Annals of Science, 44 (5): 489–505, doi:10.1080/00033798700200321 
  9. ^ Crosland MP (1961), "The Origins of Gay-Lussac's Law of Combining Volumes of Gases", Annals of Science, 17 (1): 1, doi:10.1080/00033796100202521 
  10. ^ Avogadro, Amedeo (1810). "Essai d'une manière de déterminer les masses relatives des molécules élémentaires des corps, et les proportions selon lesquelles elles entrent dans ces combinaisons". Journal de Physique. 73: 58–76.  English translation
  11. ^ "US Version". Diakses tanggal 3 Februari 2016. 
  12. ^ "Science Laws". Diakses tanggal 3 Februari 2016. 
  13. ^ Gay-Lussac (1809) "Mémoire sur la combinaison des substances gazeuses, les unes avec les autres" (Memoir on the combination of gaseous substances with each other), Mémoires de la Société d'Arcueil 2: 207–234. Tersedia dalam Bahasa Inggris di: Le Moyne College.
  14. ^ "Joseph-Louis Gay-Lussac". chemistryexplained.com. 
  15. ^ Clapeyron, E. (1834). "Mémoire sur la puissance motrice de la chaleur". Journal de l'École Polytechnique (dalam bahasa Prancis). XIV: 153–90.  Facsimile at the Bibliothèque nationale de France (pp. 153–90).
  16. ^ "Equation of State". 
  17. ^ Adkins, C. J. (1983). Equilibrium Thermodynamics (edisi ke-3rd). Cambridge, UK: Cambridge University Press. hlm. 116–120. ISBN 0-521-25445-0. 
  18. ^ Cengel, Yunus A.; Boles, Michael A. Thermodynamics: An Engineering Approach (edisi ke-4th). hlm. 89. ISBN 0-07-238332-1. 
  19. ^ Tschoegl, N. W. (2000). Fundamentals of Equilibrium and Steady-State Thermodynamics. Amsterdam: Elsevier. hlm. 88. ISBN 0-444-50426-5. 
  20. ^ Keith J. Laidler and John M. Meiser, Physical Chemistry (Benjamin/Cummings 1982), pp. 18–19
  21. ^ R.H. Petrucci, W.S. Harwood and F.G. Herring, General Chemistry (8th ed., Prentice-Hall 2002) pp. 206–08 ISBN 0-13-014329-4
  22. ^ Silberberg, Martin S. (2009). Chemistry: the molecular nature of matter and change (edisi ke-5th). Boston: McGraw-Hill. hlm. 206. ISBN 9780073048598. 
  23. ^ J. Dalton (1802), "Essay IV. On the expansion of elastic fluids by heat," Memoirs of the Literary and Philosophical Society of Manchester, vol. 5, pt. 2, hlmn. 595–602; lihat hlm. 600.
  24. ^ Bejan, A. (2006). Advanced Engineering Thermodynamics (edisi ke-3rd). John Wiley & Sons. ISBN 0471677639. 
  25. ^ Henry, W. (1803). "Experiments on the quantity of gases absorbed by water, at different temperatures, and under different pressures". Phil. Trans. R. Soc. Lond. 93: 29–274. doi:10.1098/rstl.1803.0004. 
  26. ^ "J. D. van der Waals, The equation of state for gases and liquids". Nobel Lectures, Physics 1901-1921 (PDF). Amsterdam: Elsevier Publishing Company. 1967. hlm. 254–265. 

Bacaan lebih lanjut[sunting | sunting sumber]

  • Levine, Ira. N (1978). Physical Chemistry. University of Brooklyn: McGraw-Hill. 
  • Castka, Joseph F.; Metcalfe, H. Clark; Davis, Raymond E.; Williams, John E. (2002). Modern Chemistry. Holt, Rinehart and Winston. ISBN 0-03-056537-5. 
  • Guch, Ian (2003). The Complete Idiot's Guide to Chemistry. Alpha, Penguin Group Inc. ISBN 1-59257-101-8. 
  • Zumdahl, Steven S (1998). Chemical Principles. Houghton Mifflin Company. ISBN 0-395-83995-5. 

Pranala luar[sunting | sunting sumber]