Penggunaan Elektrolisis

Elektrolisis merupakan proses disosiasi suatu elektrolit dengan bantuan arus listrik. Karena dinilai bermanfaat, sekarang banyak dikembangkan teknik elektrolisis untuk keperluan industri. Halaman ini akan menjelaskan penerapan elektrolisis dalam kehidupan manusia. Banyak sekali manfaat elektrolisis, di antaranya adalah:

Pemurnian Logam

Pada pemurnian logam, anoda yang dipakai adalah logam tak murni (kotor). Pengotor akan terlepas selama proses elektrolisis ketika logam bergerak dari anoda ke katoda. Selama proses ini, katoda mengandung dekomposisi logam murni dari larutan yang berisi ion logam. Sebagai contoh, tembaga dimurnikan melalui elektrolisis yang membutuhkan konduktivitas listrik yang tinggi. Pada proses ini, katoda adalah tembaga murni, sedangkan anoda adalah tembaga kotor. Ion Cu²⁺ dari anoda bergerak melalui larutan tembaga(II) sulfat menuju katoda dan berubah menjadi padatan tembaga. Selama proses berlangsung, pengotor akan mengendap di dasar tangki. Hasil samping berupa pengotor disebut sebagai lumpur anoda.

Elektrosintesis

Elektrosintesis adalah metode yang menggunakan reaksi elektrolisis untuk menghasilkan produk tertentu. Sebagai contoh adalah elektrosintesis MnO₂ yang merupakan bahan baku pembuatan baterai alkalin. Larutan untuk elektrosintesis senyawa MnO₂ adalah MnSO₄ dalam H₂SO₄. Berperan sebagai anoda adalah grafit, dimana Mn²⁺ teroksidasi. Sedangkan di katoda, hidrogen tereduksi  dari H⁺ menjadi H₂. Reaksinya adalah sebagai berikut:

Mn²⁺(aq) + 2 H₂O(l) → MnO₂(s) + 2H⁺(aq) + H₂(g)

Proses Klor-alkali

Elektrolisis air laut dapat menghasilkan klorin dan basa natrium hidroksida. Ada tiga macam metode berbeda dimana dua komponen tersebut dihasilkan, yaitu sel membran, sel diafragma, dan proses sel merkuri.

Proses sel membran

Proses ini lebih efisien daripada yang lain karena tidak menggunakan merkuri dan tidak membutuhkan energi yang besar. Mengandung membran penukar kation yang biasanya terbuat dari polimer fluorokarbon.

Ilustrasi proses klor-alkali dengan sel membran

Membran ini mengijinkan kation terhidrasi untuk melewati kompartemen antara anoda dan katoda, tetapi tidak untuk anion OH^- dan Cl^-. Dengan demikian proses ini menghasilkan natrium hidroksida tanpa kontaminasi ion klorida.

Sel diafragma

Pada sel diafragma, Cl₂ dilepaskan dari anoda ketika H₂ dilepaskan dari katoda. Jika Cl₂ bergabung dengan NaOH, Cl akan berubah menjadi produk lain. Dengan demikian sel diafragma mempunyai NaCl dalam jumlah besar, dan jumlah kecil pada larutan pada katoda untuk NaCl berhubungan dengan larutan lain, menghindari laju balik NaOH.

Proses sel merkuri

Elektrolisis air laut dalam merkuri menghasilkan klorin dan larutan natrium hodroksida pada waktu yang sama. Metode ini melibatkan merkuri sebagai katoda dan grafit sebagai anoda. Merkuri menarik ion natrium dan kalium dan membentuk amalgam. Meskipun demikan ketika amalgam terkena air membentuk natrium hidroksida dan hidrogen meninggalkan merkuri dan nantinya dapat digunakan kembali. Gas klorin tersisa pada anoda.

Elektrolisis

Pengertian Elektrolisis

Elektrolisis adalah disosiasi suatu elektrolit menjadi ion pada elektroda dengan adanya arus listrik. Konduksi listrik yang melewati larutan elektrolit akan menghasilkan perubahan kimia. Elektrolisis tersusun atas alat-alat yaitu voltameter atau sel elektrolisis.

Terdiri dari gelas kimia yang berisi elektrolit dan dua buah plat logam yang disebut elektroda yang terhubung dengan sumber arus DC (biasanya baterai). Elektrode yang terhubung dengan kutub positif baterai disebut anoda, sedangkan yang terhubung dengan kutub negatif disebut katoda. 

Perbedaan Sel Elektrolisis dan Sel Volta

Sel elektrolisis pada dasarnya adalah sel volta yang bereaksi tidak spontan. Faktanya, aliran listrik harus dibalik dari sel volta dengan melebihkan tegangan yang dibutuhkan. Sel elektrolisis terdiri atas dua buah elektroda, dan suatu elektrolit. Tidak seperti sel volta, reaksi yang menggunakan sel elektrolisis harus terinduksi dan terbalik antara anoda dan katoda. Inilah perbedaan sel volta dan sel elektrolisis:

Sel Volta	Sel Elektrolisis
Oksidasi: X → X+ + e- (Anoda negatif)	Y → Y+ + e- (Anoda positif)
Reduksi: Y+ + e- → Y (Katoda positif)	X+ + e- → X (Katoda negatif)
Total: X + Y+ → X+ + Y (G<0 font="">	X+ + Y → X + Y+ (G>0)
Reaksi spontan dan menghasilkan energi	Reaksi tidak spontan dan membutuhkan energi

Faktor-faktor yang Mempengaruhi Elektrolisis

Banyak sekali hal yang mempengaruhi elektrolisis, di antaranya adalah:

1. Overpotensial
   Tegangan yang dihasilkan akan lebih tinggi dari yang diharapkan. Overpotensial bisa menjadi penting untuk mengendalikan interaksi antara elektroda.
2. Tipe elektroda
   Elektroda inert berperan sebagai permukaan untuk reaksi yang terjadi. Namun elektroda tidak ikut bereaksi dimana elektroda aktif menjadi bagian dari setengah reaksi.
3. Reaksi elektroda yang bersamaan
   Jika dua pasang setengah reaksi terjadi bersamaan, maka salah satu setengah reaksi harus dihentikan untuk menentukan pasangan tunggal reaksi yang dapat dielektrolisis.
4. Keadaan pereaksi
   Jika pereaksi tak standar, maka tegangan setegah sel akan berbeda dari nilai standar. Pada kasus ini, larutan untuk anoda setengah sel mungkin akan mempunyai pH lebih tinggi atau rendah dari pH standar (yaitu 4).

Tegangan Permukaan Zat Cair

Tegangan permukaan. Tegangan permukaan juga berhubungan dengan gaya antarmolekul dalam cairan. Molekul-molekul dalam cairan  menarik satu sama lain. Sebuah molekul dalam sebagian besar zat cair tertarik sama pada semua sisi sehingga tarik menarik pada molekul adalah nol. Namun, gaya tarik menarik molekul di permukaan hanya ke bawah. Oleh karena itu, molekul permukaan mengalami gaya tarik resultan ke bawah dari dalam cairan, yang cenderung membuat area permukaan cairan sekecil mungkin. Hal ini menyebabkan molekul di permukaan yang akan ditarik ke dalam dan sehingga selalu ada beberapa kekuatan ketidakseimbangan yang bekerja pada permukaan cairan. Inilah disebut tegangan permukaan. Tegangan permukaan dapat didefinisikan sebagai: 'Gaya yang bekerja tegak lurus dalam satuan panjang pada permukaan zat cair'.
Satuan SI tegangan permukaan adalah Nm^-1. Karena satuan ini terlalu besar, dapat juga menggunakan unit yang lebih kecil mNm^{- 1} (millinewton meter ^{- 1}) 

Pengaruh temperatur

Tegangan permukaan menurun dengan kenaikan temperatur dan sifatnya hampir linear. Tegangan permukaan menurun seiring dengan peningkatan suhu karena energi kinetik (atau kecepatan). Dengan demikian, kekuatan gaya antarmolekul menurun mengakibatkan penurunan tegangan permukaan. Misalnya, pakaian yang dicuci lebih efisien dalam air panas daripada di air dingin karena tegangan permukaan menurun dalam air panas.

Sifat cairan

Tegangan permukaan cairan dipengaruhi oleh kekuatan gaya tarik menarik antarmolekul. Misalnya urutan kekuatan tarik antar molekul dan tegangan permukaan air, etil alkohol dan eter berturut-turut adalah  Air (72,8) > Etil alkohol (22,3) > Eter (17,0). 

Adanya pengotor dalam cairan

Kotoran mempengaruhi tegangan permukaan. Kotoran yang cenderung berkumpul pada permukaan cairan dapat menurunkan tegangan permukaan. Zat seperti deterjen, sabun, alkohol menurunkan tegangan permukaan air, sementara kotoran anorganik ada di sebagian besar cairan seperti NaCl cenderung meningkatkan tegangan permukaan air.

Tekanan

Peningkatan tekanan pada permukaan cairan meningkatkan tegangan permukaan. Efek tersebut tidak besar terhadap tegangan permukaan.

Berikut dua fenomena penting adalah karena adanya tegangan permukaan: 

1. Bentuk tetesan adalah bulat

Tetes cairan memiliki bentuk hampir bulat. Karena tegangan permukaan, permukaan bebas dari cairan cenderung untuk mencapai luas permukaan minimum. Karena bola memiliki luas permukaan minimum untuk volume tertentu cairan, cairan mencoba untuk mengadopsi bentuk bola. Contohnya adalah tetesan air atau tetesan merkuri.

2. Kapilaritas

Ketika salah satu ujung tabung kapiler yang dimasukkan ke dalam cairan yang membasahi kaca, cairan naik ke dalam pipa kapiler pada ketinggian tertentu dan kemudian berhenti. Kenaikan cairan dalam kapiler karena tarikan tegangan permukaan yang bekerja pada permukaan, yang mendorong cairan ke dalam tabung kapiler. Fenomena ini disebut kapilaritas. Kenaikan cairan dalam kapiler sangat penting. Air di bawah permukaan bumi naik ke tanaman melalui akar, minyak naik ke sumbu lampu minyak, tinta meningkat dalam kertas merupakan contoh peristiwa kapilaritas.

Senyawa Elektrolit

Pengertian Elektrolit

Elektrolit adalah senyawa yang dapat terdisosiasi ketika dilarutkan dalam air membentuk ion (anion dan kation) dan bersifat menghantarkan listrik. Senyawa-senyawa seperti asam, basa, dan garam dapat menghantarkan arus listrik karena proses disosiasi, maka disebut dengan larutan elektrolit. Adanya ion dalam larutan menyebabkan peristiwa konduksi dan ketika arus listrik dilewatkan pada larutan tersebut, maka elektron akan bergerak di antara ion-ion.

Elektrolit Kuat

Beberapa elektrolit seperti kalium klorida, natrium hidroksida, natrium nitrat terionisasi sempurna menjadi ion-ionnya dalam larutan. Elektrolit yang terioniasi sempurna disebut dengan elektrolit kuat. Dengan kata lain, elektrolit kuat terionisasi 100%.

Reaksi disosiasi elektrolit kuat ditulis dengan tanda anak panah tunggal ke kanan. Secara umum asam kuat seperti asam sulfat, asam nitrat, asam klorida, dan basa kuat seperti kalium hidroksida dan garam adalah elektrolit kuat. Sebagai contoh:

KCl (aq) → K⁺ (aq) + Cl^- (aq)
NH₄NO₃ (aq) → NH₄⁺ (aq) + NO₃^- (aq)
HNO₃ (aq)  → H⁺ (aq) + NO₃^- (aq)
NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH^- (aq)

Sebagai contoh, ketika natrium klorida dilarutkan dalam air, gaya interaksi elektrostatis antara ion-ion memfasilitasi pergerakan ion. Ion bebas ini terstabilkan oleh proses solvasi air. Dalam proses pelarutan, ion natrium dan ion klorida dikelilingi oleh molekul air karena interaksi dipol-ion. Pelarutan dengan molekul air disebut dengan proses reaksi hidrasi.

Elektrolit Lemah

Elektrolit lemah adalah senyawa yang terdisosiasi sebagian dalam air. Pada larutan elektrolit lemah, ion-ion akan membentuk kesetimbangan dengan molekul yang tak terdisosiasi.

Karena hanya sebagian yang terdisosiasi, maka jumlah ion pada volume tertentu larutan akan sama pada perubahan konsentrasi yang besar. Persamaan kimia ionisasi elektrolit lemah digunakan tanda panah ganda (⇌). Sebagai contoh, reaksi disosiasi asam asetat ditulis:

CH₃COOH (aq) + H₂O (aq) ⇌ H₃O⁺ (l) + CH₃COO^- (aq)

Non-elektrolit

Non-elektrolit adalah larutan yang tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak adanya ion. Biasanya senyawa non elektrolit adalah senyawa kovalen polar dan non polar yang mana terlarut dalam air sebagai molekul, bukan ion.

Senyawa kovalen mempunyai ikatan kovalen antara atom yang berikatan, dengan demikian tidak dapat terionisasi pada larutan dan hanya membentuk molekul. Sebagai contoh, gula dan alkohol dapat larut dalam air, tetapi hanya sebagai molekulnya saja.

C₁₂H₂₂O₁₁ (s) → C₁₂H₂₂O₁₁ (aq)

Elektrolit Lemah

Pengertian Elektrolit Lemah

Elektrolit lemah adalah zat yang tidak terionisasi sempurna dalam larutan. Zat ini meliputi asam Brønsted lemah seperti CH₃COOH dan basa Brønsted seperti NH₃. Bila elektrolit lemah dilarutkan dalam air, maka akan terbentuk kesetimbangan antara ion-ion yang terbentuk dengan molekul elektrolit yang tak terionisasi.

Contoh Elektrolit Lemah

Beberapa contoh elektrolit lemah adalah asam asetat, asam sianida, asam fosfat, asam karbonat, asam sitrat, asam oksalat, amonium hidroksida, magnesium hidroksida, perak nitrat, dll.

Konduktivitas Elektrolit Lemah

Ketergantungan konduktivitas elektrolit lemah pada konsentrasi dengan jelas berasal dari pergeseran kesetimbangan

HA (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)                      K_a = [a(H₃O⁺)a(A^-)] / [a(HA)]

ke arah produk pada konsentrasi rendah.

Konduktivitas bergantung pada jumlah ion dalam larutan, dan karenanya juga pada derajat ionisasi elektrolit α. Derajat ionisasi didefinisikan sehingga untuk asam HA pada konsentrasi normal c, pada kesetimbangan:

H₃O⁺ = αc          [A^-] = αc             [HA] = (1-α)

Jika koefisien aktivitas diabaikan, maka konstanta keasaman adalah:

K_a = α²c / (1-α)

Jika konduktivitas molar elektrolit terionisasi sempurna hipotesis adalah Λ'_m, sedangkan hanya fraksi α yang sebenarnya terdapat sebagai ion dalam larutan sebenarnya, maka konduktivitas molar terukur Λ_m dinyatakan dengan:

Λ_m = αΛ'_m

Jika konsentrasi ion dalam larutan rendah, maka Λ'_m dapat diperkirakan dengan nilai pembatasnya dengan menuliskan: 

Λ_m = αΛ^o_m

Hukum pengenceran Ostwald untuk larutan elektrolit adalah:

1/Λ_m = 1/Λ^o_m + Λ_mc / K_a(Λ^o_m)²

Elektrolit Kuat

Pengertian Elektrolit Kuat

Elektrolit kuat adalah zat yang terioniasi sempurna dalam larutan. Elektrolit kuat meliputi padatan ion, garam, basa kuat dan asam kuat. Sebagai hasil pengionan sempurna, konsentrasi ion dalam larutan sebanding dengan konsentrasi elektrolit yang ditambahkan.

Contoh Elektrolit Kuat

Contoh senyawa elektrolit kuat adalah asam klorida, asam sulfat, asam nitrat, tembaga sulfat, natrium klorida, timbal sulfat, natrium hidroksida, kalium hidroksida, dll.

Konduktivitas Elektrolit Kuat

Dalam suatu seri pengukuran yang ekstensif selama abad ke 19, Friedrich Kohlrausch membuktikan bahwa pada konsentrasi rendah, konduktivitas molar elektrolit kuat mentaati hukum Kohlrausch, yaitu bahwa konduktivitas molar sebanding dengan akar pangkat dari konsentrasi:

Λ_m = Λ^o_m - Ҡc^1/2

Λ^o_m merupakan konduktivitas molar pembatas, yaitu konduktivitas molar dalam limit konsentrasi nol (jika ion tidak saling berinteraksi). Ҡ adalah koefisien yang bergantung pada stoikiometri elektrolit (apakah elektrolit itu berbentuk MA, atau M₂A, dan seterusnya) ketimbang pada identitas spesifiknya.

Migrasi Ion

Kohlrausch juga membuktikan bahwa Λ^o_m dapat dinyatakan sebagai jumlah distribusi dari ion individualnya. Jika konduktivitas molar pembatas kation dinyatakan dengan λ₊ dan untuk anion dinyatakan dengan λ_- maka hukum migrasi bebas ion adalah :

Λ_m = v₊λ₊ + v_-λ_-

dengan v₊ dan v_- merupakan jumlah kation dan anion per satuan rumus elektrolit (v₊ = v_- = 1 untuk HCl, NaCl, dan CuSO₄, tetapi v₊ = 1, v_- = 2 untuk MgCl₂). Hasil sederhana ini dapat dipahami berdasarkan perilaku ion bebas dalam limit konsentrasi nol, memungkinkan untuk meramalkan konduktivitas molar pembatas setiap elektrolit kuat.

Reaksi Disosiasi Elektrolit

Natrium klorida, suatu senyawa ionik, membentuk ion Na⁺ dan Cl^- pada saat dilarutkan di dalam air. Ion-ion tersebut mempunyai gaya elektrostatik yang kuat. Di dalam air, ion-ion tersebut akan bebas bergerak.

NaCl (s) + H₂O (l) → Na⁺ (aq) + Cl^- (aq)

Proses pemecahan atau hidrolisis garam NaCl menjadi ion Na⁺ dan Cl^- adalah contoh reaksi disosiasi elektrolit. Garam NaCl terdisosiasi secara sempurna membentuk ion-ionnya, maka dari itu disebut dengan elektrolit kuat. Senyawa kovalen seperti HCl terdisosiasi menjadi ion H⁺ dan Cl^- ketika dilarutkan dalam air. Maka dari itu asam hidroklorida juga dikategorikan menjadi elektrolit kuat.

Berbeda dengan kedua contoh di atas, senyawa seperti CH₃COOH ketika dilarutkan dalam air hanya akan terdisosiasi sebagian seperti pada reaksi berikut:

CH₃COOH (aq) + H₂O (l) ⇌ H₃O⁺ (aq) + CH₃COO^- (aq)

Pada kasus tersebut, molekul  CH₃COOH tidak semuanya terdisosiasi membentuk ion H₃O dan CH₃COO^- . Ini merupakan contoh kesetimbangan antara ion yang terbentuk dengan molekul yang tak terdisosiasi. Senyawa semacam itu dikenal dengan nama elektrolit lemah.

Gas Ideal dan Gas Nyata

Gas ideal dan gas nyata. Mungkin sering terdengar antara gas ideal dan gas nyata. Gas ideal adalah gas yang mematuhi persamaan gas umum dari PV = nRT dan hukum gas lainnya di semua suhu dan tekanan. Gas nyata tidak mematuhi persamaan gas umum dan hukum gas lainnya di semua kondisi suhu dan tekanan.

Pengaruh tekanan

Semua gas yang diketahui ada sebagai gas nyata dan menunjukkan perilaku yang ideal hanya sampai batas tertentu dalam kondisi tertentu. Ketika PV = nRT untuk gas ideal maka rasio

Untuk gas nyata Z mungkin kurang lebih dari satu. Jika Z kurang dari 1 maka gas kurang kompresibel dan itu disebut penyimpangan positif. Hal ini diamati ada sedikit penyimpangan pada tekanan rendah. Pada tekanan tinggi penyimpangan tergantung pada sifat gas.

Sebuah plot terhadap P untuk beberapa gas yang umum ditunjukkan pada gambar.

Untuk H 2 dan helium, 'Z' lebih besar dari satu sedangkan untuk N2, CH4 dan CO2 'Z' lebih kecil dari satu. Ini berarti bahwa gas-gas yang kompresibel lebih pada tekanan rendah dan kurang kompresibel pada tekanan tinggi dari yang diharapkan dari perilaku ideal.
Pengaruh temperatur

Pengaruh suhu pada perilaku gas nyata dipelajari dengan memetakan nilai 'PV' terhadap temperatur. Hal ini diamati bahwa penyimpangan dari perilaku kurang ideal dengan peningkatan suhu.

Dengan demikian, gas nyata menunjukkan perilaku yang ideal pada tekanan rendah dan suhu tinggi.
Penyebab penyimpangan

Untuk mengetahui penyebab penyimpangan dari idealitas, Van der Waal menunjukkan asumsi kesalahan yang dibuat dalam merumuskan model kinetik molekular gas.

Volume yang ditempati oleh massa molekul diabaikan dibandingkan dengan total volume gas adalah tidak valid. Meskipun volume ini 0,1% dari total volume gas, volume molekul gas tetap sama dibandingkan dengan penurunan volume total gas. Penurunan volume terjadi dengan penurunan suhu dan peningkatan tekanan, tetapi volume molekul tidak dapat diabaikan.

Kekuatan tarik antara molekul gas dianggap diabaikan. Asumsi ini hanya berlaku pada tekanan rendah dan suhu tinggi karena dalam kondisi molekul berjauhan. Tetapi pada tekanan tinggi dan suhu rendah volume gas kecil dan sehingga kekuatan menarik meskipun sangat kecil.

Oleh karena itu, Van der Waal yang dimasukkan gagasan volume molekul terbatas dan gaya antar memodifikasi Persamaan Gas Ideal sebagai berikut:

Volume koreksi dibuat menyatakan bahwa volume bebas dari gas sebenarnya kurang dari volume yang diamati. Istilah koreksi, 'b' adalah sebuah konstanta tergantung pada sifat gas. Untuk 'n' gas, istilah koreksi 'nb' dan sehingga volume dikoreksi diberikan oleh,

V c o r r e t e c d = (V-nb) untuk mol 'n'.

Koreksi ada karena gaya antarmolekul berda dalam pengaruh tekanan. Sebuah molekul mengalami tarik menarik. Persamaan tekanan koreksi

Mengganti nilai-nilai untuk tekanan dan volume, persamaan gas ideal sekarang dapat ditulis sebagai:

Persamaan ini adalah persamaan Van der Waal. Di sini konstanta 'a' menyatakan gaya tarik antar molekul gas, dan 'b' menyatakan volume atau ukuran molekul gas.

Dapat disimpulkan perbedaan antara gas ideal dan nyata sebagai berikut:

Penjelasan Hukum Boyle

Robert Boyle mengusulkan teori ini pada tahun 1662. Isinya adalah hubungan antara tekanan, volume dan massa gas pada suhu konstan. Hukum ini menyatakan bahwa volume (V) dari suatu massa gas berbanding terbalik dengan tekanan (P) pada suhu konstan.

Secara matematis dapat dinyatakan sebagai,

atau PV = k = konstanta

Pada suhu tertentu, ketika tekanan gas berubah dari P1menjadi P2 maka hubungan menjadi

P1 V1 = P2 V2 = konstan

dimana V 2 adalah volume baru gas. Perkalian dari volume dan tekanan untuk sebuah massa gas pada suhu konstan adalah konstan. Teori ini dapat diuji secara eksperimental dengan mengambil data volume tekanan gas seperti 10 g oksigen pada 25o C. Dari grafik dapat dilihat bahwa peningkatan tekanan brakibat berkurangnya volume, tetapi perkalian 'PV' tetap konstan. Data ini diplot dengan 'P' di sepanjang sumbu x dan panjang 'V' sumbu y.

Pada grafik perkalian 'PV' dengan 1/V di sumbu x dan tekanan 'P' di sumbu y, garis diagonal diperoleh yang menunjukkan 'PV' menjadi konstan bahkan jika kita mengubah tekanan.

Kurva PV untuk gas berbeda pada temperatur yang berbeda. Plot 'PV' melawan 'P' pada suhu yang berbeda dikenal sebagai isoterm. Kurva yang lebih tinggi sesuai dengan suhu yang lebih tinggi. Hukum Boyle mengungkapkan sifat kompresibel gas, yang memberikan ukuran kepadatan yang meningkat.


Contoh soal

1. Suatu gas menempati volume 250 mL pada 745 mm Hg dan 25 o C. Berapakah tekanan tambahan yang diperlukan untuk mengurangi volume gas untuk 200ml pada konsentrasi yang sama?

Penyelesaian

P 1 = 745 mm Hg V 1 = 250 mL

P 2 =? V 2 = 200ml

P 1 V 1 = P 2 V 2

Tekanan tambahan yang dibutuhkan adalah 931,25-745 = 186,25 mm.

Hubungan Gas Ideal dan Konstanta Gas Universal

Dengan menggabungkan hukum Boyle dan Charles, persamaan dapat diturunkan yang memberikan sesuatu yang baru mengenai perubahan tekanan dan suhu pada volume gas. Hal ini dikenal sebagai Persamaan Gas Ideal gabungan. Menurut hukum Boyle,  jika diberikan massa gas pada suhu konstan, maka

Menurut hukum Charles,

Menggabungkan (i) dan (ii)

Jika V₁ adalah volume gas pada suhu T₁ dan tekanan P₁ dan V₂ adalah volume gas yang sama pada suhu T₂dan tekanan P_2, maka

Hubungan di atas sangat berguna untuk mengubah volume gas dari satu keadaan satu ke yang lain. Nilai konstanta proporsionalitas (K) tergantung pada kuantitas gas. Volume gas berbanding lurus dengan jumlah mol gas pada suhu dan tekanan konstan (hukum Avogadro). Ini berarti bahwa 'K' berbanding lurus dengan jumlah mol, 'n', yaitu,

atau K = nR 

di mana 'R' adalah konstanta gas universal. Nilai 'R'  sama untuk semua gas.

Namun, nilai 'R' bervariasi dalam satuan di mana satuan tekanan dan volume digunakan.  

Untuk satu mol (n = 1), 

PV = RT (Persamaan Gas Ideal)

Persamaan Gas Ideal juga dikenal sebagai persamaan keadaan gas karena mengungkapkan hubungan kuantitatif antara empat variabel yang menggambarkan keadaan gas. Kata ideal digunakan di sini, namun pada kenyataannya tidak ada gas memenuhi kondisi ideal. Pasti ada yang  menyimpang dari idealitas yang disebut sebagai gas nyata.
  

Konstanta gas universal (R)

Dari persamaan gas di atas yang ideal:

Konstanta gas universal adalah ukuran perubahan energi per mol gas untuk satu perubahan derajat dalam suhu.

Besarnya dan satuan 'R' tergantung pada satuan di mana tekanan, volume dan suhu yang digunakan.

Contoh Soal

Tekanan dinyatakan dalam atmosfer dan volume dalam liter

Dalam kondisi temperatur dan tekanan standar, 

P = 1 atm 

T = 273,15 K

V = 22,414 L mol ^{- 1} 

Maka

Tekanan dinyatakan dalam atmosfer, dan volume dalam mL

Di sini,

P = 1 atm 

T = 273,15 K

V = 22414 mL mol ^{- 1} 

Maka

R dalam satuan energi

Suhu normal T = 273,15 K 

Tekanan normal, P = (1 x 76 x 13,6 x 981) dyne cm ^{- 2}

Volume molar pada suhu dan tekanan normal 

= 22414 cm ³ mol ^{- 1}

Oleh karena itu,

= 8,314 x 10 ⁷ erg deg ^{- 1} mol ^{- 1} 

Karena 4,182 x 10 ⁷ erg = 1 kalori

Maka,

Dalam satuan SI

Dalam sistem SI,

P = 101,325 N m ^{- 2} 

T = 273,15 K

V = 22,414x10 ^{- 3} m ³ 

Oleh karena itu,

= 8,314 J mol ^{- 1} K ^{- 1}

Nilai R  dalam satuan yang berbeda

Contoh soal gas ideal:

1. Hitung jumlah mol hidrogen (H₂) dalam sampel 500 ³ cm gas hidrogen pada tekanan 760 mm Hg dan suhu 27 ° C.

Penyelesaian

n = 0,0203 mol = 2.03 x 10 ^{- 2} mol.
  

2. Sekitar 200 cm³ gas pada 20 ° C dan 740 mm Hg tekanan. Berapa volume  pada STP?

Penyelesaian :

Diketahui

P ₁ = 740 mm Hg P ₂ = 760 mm Hg 

T ₁ = 20 + 273 = 293K T ₂ = 273 K

V ₁ = 200 cm ³ V ₂ =?
 
3. Hitung volume yang ditempati oleh 2 mol gas ideal pada 

2,5 x 10⁵ Nm^{- 2} tekanan dan temperatur 300 K.

Penyelesaian

R = 8,314 Nm K ^{- 1} mol ^{- 1}

= 19,95 x 10 ^{- 3} m ³ = 19,95 dm ^3.

Penerapan Hukum Boyle dan Charles

Hukum Boyle dan Charles. Ada banyak sekali penerapan hukum Boyle dan Charles. Hukum Boyle dan Charles digunakan dalam gas. Secara umum, keduanya mengandung pengertian yang hampir sama. Pembahasan hukum Boyle dan Charles adalah sebagai berikut.

Hukum Boyle

Hukum Boyle menyatakan volume sejumlah tertentu gas berbanding terbalik dengan tekanan, asalkan suhu tetap konstan.

Secara matematis hukum Boyle dapat dinyatakan sebagai P₁ V₁ = P₂ V₂

• V₁ adalah volume awal
• V₂ adalah volume akhir
• P₁ adalah tekanan awal
• P₂ adalah tekanan akhir

Misalkan gas dengan 45,0 ml volume dan memiliki tekanan 760.mm. Jika tekanan meningkat menjadi 800mm dan suhu tetap konstan, maka menurut Hukum Boyle volume baru adalah 42,8 ml.

(760mm) (45,0ml) = (800 mm) (V₂)V₂ = 42,8ml

 

Hukum Charles

Hukum Charles dapat dinyatakan sebagai jika wadah ditempati oleh sampel gas pada tekanan konstan maka volume berbanding lurus dengan suhu.

V / T = konstan

• V adalah volume
• T adalah temperatur (diukur dalam Kelvin)

Hukum Charles dapat disusun kembali menjadi dua persamaan berguna lainnya.

V₁ / T₁ = V₂ / T₂

• V₁ adalah volume awal
• T₁ adalah suhu awal
• V₂ adalah volume akhir
• T₂ adalah suhu akhir

V₂ = V₁ (T₂ / T₁)

• V₂ adalah volume akhir
• T₂ adalah suhu akhir
• V₁ adalah volume awal
• T₁ adalah suhu awal

Definisi Hipotesis Avogadro

Definisi Hipotesis Avogadro. Pada pembahasan sebelumnya, Avogadro mengusulkan bahwa dalam satu mol atom terdapat sekitar 6,02 x 10²³ partikel. Dan hal itu berlaku untuk atom, molekul, senyawa, dan lain sebagainya. Tapi pembahasan kali ini akan menyinggung tentang hipotesis Avogadro pada massa berbagai macam gas dengan volume yang sama.

Hukum Avogadro mengatakan bahwa pada kondisi suhu dan tekanan yang sama, volume gas yang sama akan mengandung jumlah molekul yang sama. Sebagai contoh, jika ada gas klorin, hidrogen, dan oksigen masing-masing bervolume 1 L dan ditempatkan pada wadah yang berbeda, ketiganya akan mempunyai jumlah molekul yang sama. Akan tetapi hipotesis Avogadro mengatakan bahwa belum tentu ketiganya mempunyai massa yang sama.

Jasa Avogadro sangat besar bagi perkembangan ilmu kimia, terutama dalam konsep gas dalam ruangan. Maka dari itu, ada mata uang yang bergambar foto Avogadro seperti pada gambar berikut.

Laju Reaksi

Pada sebuah reaksi kimia, baik yang terjadi di laboratorium maupun di alam dipastikan melibatkan suatu laju. Kinetika kimia merupakan disiplin ilmu yang salah satunya mempelajari laju reaksi dan mekanismenya. Setiap reaksi kimia mengalami suatu laju yang terbatas di bawah pengaruh suatu keadaan. Beberapa reaksi berlangsung sangat cepat dan juga ada yang berjalan sangat lambat. Sebagai contoh, reaksi antara larutan perak nitrat dengan natrium klorida berlangsung sangat spontan. Reaksi ionik yang terjadi adalah sebagai berikut:

Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- → AgCl + Na⁺ + NO₃^-

Berbeda dengan reaksi ionik, reaksi molekul berlangsung sangat lambat. Sebagai contoh adalah reaksi esterifikasi antara asam asetat dengan etanol membentuk etil asetat berikut ini:

CH₃COOH + C₂H₅OH → CH₃COOC₂H₅ + H₂O

Ketika reaksi berjalan, dapat dibandingkan kecepatan reaksi yang dipengaruhi oleh kondisi tertentu. Laju reaksi dihitung sebagai fungsi perubahan konsentrasi reaktan atau produk. Laju reaksi secara kuantitatif pertama kali diamati oleh L. Wilhemly pada tahun 1850 dengan mengamati reaksi hidrolisissukrosa.

Pengertian Laju Reaksi

Untuk mengetahui definisi laju reaksi, perhatikan reaksi berikut ini:

H₂ + I₂ → 2 HI

Ketika hidrogen dan iodin direaksikan, molekul-molekul dengan energi kinetik yang cukup akan bertumbukan disertai dengan pembentukan asam iodida. Seiring berjalannya waktu, konsentrasi hidrogen dan iodin akan berkurang dan konsentrasi asam iodida bertambah. Dengan demikian, dapat disimpulkan bahwa pengertian laju reaksi adalah perubahan konsentrasi reaktan atau produk per satuan waktu.

Laju reaksi di atas dapat dituliskan sebagai sebuah persamaan sebagai berikut:

Laju = Δ[H₂] / Δt

Karena konsentrasi gas hidrogen berkurang, persamaan di atas akan bernilai negatif. Karena laju reaksi tidak dapat dituliskan dalam bilangan negatif, maka persamaanlah yang ditulis dengan menggunakan tanda negatif. Jadi, persamaan laju reaksi di atas dituliskan sebagai:

- Δ[H₂] / Δt = - Δ[I₂] / Δt = 1/2 Δ[HI] / Δt

Satuan Laju Reaksi

Laju reaksi mempunyai satuan konsentrasi dibagi waktu. Maka yang paling mudah untuk satuan laju reaksi adalah M/detik.

Konstanta Laju Reaksi

Pada suhu tetap, laju reaksi tergantung pada konsentrasi reaktan. Hubungan yang pasti antara konsentrasi dan laju reaksi ditentukan dengan mengukur laju reaksi dengan perbedaan konsentrasi awal reaktan. Maka dapat disimpulkan bahwa laju reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.

Laju reaksi ∞ [A]n

Faktor yang Mempengaruhi Laju Reaksi

Sangat penting untuk memprediksi apakah sebuah perlakuan akan mempengaruhi laju suatu reaksi kimia. Ada beberapa faktor yang dapat berpengaruh terhadap laju reaksi. Secara umum, sebuah faktor yang meningkatkan jumlah tumbukan antara partikel akan meningkatkan laju reaksi; sebaliknya faktor yang menurunkan jumlah tumbukan antara partikel akan menurunkan laju reaksi.

Konsentrasi Reaktan

Konsentrasi reaktan yang lebih tinggi menyababkan tingginya tumbukan efektif per satuan waktu, yang secara otomatis akan meningkatkan laju reaksi (kecuali dalam konsep orde reaksi nol). Secara sama, konsentrasi produk yang lebih tinggi akan menurunkan laju reaksi.

Temperatur

Biasanya kenaikan temperatur diiringi dengan naiknya laju reaksi. Temperatur sangat mempengaruhi  energi kinetik suatu sistem. Jadi semakin tinggi temperatur berimbas pada tingginya energi kinetik rata-rata molekul dan jumlah tumbukan antar molekul per satuan waktu menjadi lebih tinggi. Aturan umum untuk sebagian besar reaksi kimia adalah laju reaksi meningkat dua kali lipat dengan kenaikan suhu sebesar 10^oC, walaupun tidak semuanya mengikuti aturan ini. Seteah temperatur mencapai titik tertentu, beberapa spesies kimia mengalami perubahan. Sebagai contoh adalah protein yang dapat terdenaturasi pada suhu tinggi.

Medium

Laju reaksi kimia tergantung pada medium dimana reaksi berlangsung. Suatu reaksi kimia mungkin bisa berbeda jika dilakukan pada medium larutan organik, polar atau non polar, atau cair, padat, dan gas.

Katalis dan Kompetitor

Katalis menurunkan energi aktivasi suatu reaksi kimia dan meningkatkan laju reaksi. Katalis bekerja dengan meningkatkan frekuensi tumbukan antar reaktan, mengubah orientasi reaktan sehingga memperbanyak tumbukan efektif, menurunkan ikatan intermolekuler dengan antara molekul reaktan atau mendonorkan densitas elektron kepada reaktan. Adanya katalis membantu reaksi untuk berlangsung lebih cepat menuju kesetimbangan.

Selain katalis, beberapa spesies kimia juga dapat mempengaruhi laju reaksi. Jumlah ion hidrogen (pH larutan) dapat mengubah laju reaksi. Zat kimia lain boleh jadi berkompetisi dengan reaktan atau mengubah orientasi, ikatan, densitas elektron, dsb, yang akhirnya menurunkan laju reaksi.

Sifat Alami Reaktan

Secara umum, reaksi anorganik berlangsung cepat dan spontan. Sedangkan reaksi organik berlangsung lambat. Reaksi anorganik melibatkan reaksi antara ion yang berlawanan muatan yang bisa langsung tarik menarik membentuk produk.

Orde Reaksi

Pengertian Orde Reaksi

Orde reaksi terhadap suatu komponen merupakan pangkat dari konsentrasi komponen itu, dalam hukum laju. Contohnya, reaksi dengan hukum laju persamaan v = k[A][B] merupakan orde pertama dalam A dan orde pertama dalam B.

Orde keseluruhan reaksi merupakan penjumlahan orde semua komponennya. Jadi, secara keseluruhan hukum laju dalam persamaan tersebut adalah orde kedua.

Penerapan Orde Reaksi

Reaksi tidak harus mempunyai orde bilangan bulat. Demikian halnya dengan reaksi fase-fase. Contohnya, jika reaksi mempunyai hukum laju:

v = k[A]^1/2[B]

maka reaksi ini mempunyai orde setengah dalam A, orde pertama dalam B, dan secara keseluruhan mempunyai orde satu setengah. Jika hukum laju tidak berbentuk [A]^x[B]^y[C]^z . . ., maka reaksi itu tidak mempunyai orde. Hukum laju yang ditentukan secara eksperimen untuk reaksi fase gas:

H₂ + Br₂  2 HBr  

adalah v = {k[H₂][Br₂]^3/2} / { [Br₂] + k'[HBr]}

Walaupun reaksi ini mempunyai orde pertama dalam H₂, tetapi ordenya terhadap Br₂, HBr dan keseluruhan, tidak tertentu (kecuali pada kondisi yang disederhanakan, seperti jika [Br₂] >> k' [HBr]).

Hukum laju berasal dari eksperimen, dan umumnya tidak dapat diduga dari persamaan reaksi. Contohnya, reaksi hidrogen dengan brom mempunyai stoikiometri sangat sederhana, tetapi hukum lajunya sangat rumit. Demikian pula dengan dekomposisi termal dari nitrogen(V) oksida:

2 N₂O₅ (g)  4 NO₂ (g) + O₂ (g)                v = k[ N₂O₅]

dan reaksinya merupakan orde pertama. Walaupun demikian, dalam beberapa kasus, hukum lajunya menggambarkan stoikiometri reaksi. Inilah halnya dengan oksidasi nitrogen(II) oksida, yang pada kondisi tertentu mempunyai hukum laju orde ketiga:

2 NO (g) + O₂ (g)  2 NO₂ (g)                  v = k[ NO]²[O₂]

Beberapa reaksi mentaati laju reaksi ke nol, dan karenanya mempunyai laju yang tidak bergantung pada konsentrasi reaktan (selama masih ada sejumlah reaktan). Jadi, dekomposisi katalitik dari fosfin pada wolfram panas tekanan tinggi mempunyai hukum laju: PH₃ terdekomposisi pada laju tetap sampai habis seluruhnya. Pada saat itulah reaksi berhenti dngan tiba-tiba. Hanya reaksi heterogen yang dapat mempunyai hukum laju dengan orde ke nol secara keseluruhan

v = k

Pernyataan itu menunjukkan adanya tiga masalah. Pertama harus mencari cara menentukan hukum laju dan mendapatkan konstanta laju dari data eksperimen. Kedua harus mencari cara untuk menyusun mekanisme reaksi yang konsisten dengan hukum laju. Ketiga harus menjelaskan tentang nilai konstanta laju dan tentang ketergantungan konstanta laju itu pada temperatur.

Pengertian Kesetimbangan Dinamis

Pengertian Kesetimbangan Dinamis

Reaksi kimia yang terjadi di alam seringkali tidak mencapai kesempurnaan. Pada beberapa reaksi, suatu zat bereaksi dengan zat yang lain membentuk produk yang mana produk tersebut bereaksi lagi membentuk bahan awalnya. Dengan demikian, dua reaktan A dan B bisa saja membentuk produk C dan D. Produk C dan D bereaksi lagi membentuk A dan B.

 A + B ⇌ C + D

Reaksi yang dapat mempunyai arah maju dan mundur secara bersamaan disebut dengan reaksi dapat balik (reversible reaction). Keadaan dapat balik dapat diraih ketika dua reaksi yang berlawanan terjadi pada laju yang sama dan konsentrasi reaktan dengan produk tidak berubah dengan waktu dan ditemukan pada kesetimbangan kimia.

Keadaan setimbang adalah keadaan sistem yang sifatnya dapat diukur tanpa adanya perubahan dalam kondisi tertentu.

• Keadaan sistem yang dapat diukur menjadi konstan pada keadaan setimbang.
• Mungkin saja reaksi dapat berakhir secara sempurna.
• Pada keadaan setimbang, laju reaksi maju sama dengan laju reaksi mundur.
• Pada saat setimbang tidak ada perubahan konsentrasi molekul sistem.

Sebagai contoh, lihatlah kesetimbangan reaksi antara hidrogen dan bromin membentuk hidrogen bromida.

Keadaan awal (kiri) dan keadaan setimbang (kanan) pada reaksi pembentukan hidrogen bromida

Ketika hidrogen dan bromin ditempatkan pada wadah yang tertutup dan dijaga pada temperatur yang sangat tinggi, molekul hidrogen mulai bereaksi dengan bromin membentuk hidrogen bromida. 

H₂ (g) + Br₂ (g) → 2 HBr (g)

Pada waktu yang sama, molekul hidrogen bromida juga akan terdisosiasi menjadi gas hidrogen dan bromin.

2 HBr (g) → H₂ (g) + Br₂ (g)

Sifat Kesetimbangan Dinamis

Perhatikan reaksi berikut ini:

NO₂(g) + CO (g) ⇌ NO (g) + CO₂(g)

Ketika sejumlah NO₂ dan CO direaksikan, maka akan terbentuk produk. Walaupun pembentukan produk selesai, reaksi akan tetap berlanjut sampai tercapai kesetimbangan. Beberapa sifat kesetimbangan dinamis adalah:

• Konsentrasi seluruh zat akan selalu konstan pada temperatur konstan. Itulah yang disebut dengan kesetimbangan konsentrasi.
• Kesetimbangan dinamis berupa reaksi dapat balik dapat stabil antara kedua ruas persamaan reaksi.

Pada reaksi H₂ (g) + Br₂ (g) → 2 HBr (g) kesetimbangan dapat diraih baik pada ruas kiri maupun kanan. Jadi, jika 2 mol hidrogen direaksikan dengan 2 mol bromin akan didapatkan 4 mol hidrogen bromida. Atau dengan kata lain, 4 mol hidrogen bromida akan membentuk 2 mol hidrogen dan 2 mol bromin.